Tema 2. La agrupación de los átomos en la materia.

Transcripción

1 Tema 2. La agrupación de los átomos en la materia. En la naturaleza podemos encontrar: Sustancias simples: constituidas por átomos iguales. Compuestos: constituidos por átomos de distinta clase. Para poder formar tanto un tipo de sustancia como la otra, los átomos se han de organizar para conseguirlo. De esta forma, pueden aparecer de las siguientes formas: Aislados: Unidos, formado: o Moléculas. o Cristales. 1.1 Átomos aislados. Este caso sólo se da en los elementos del grupo 18 de la tabla periódica. Al tener completa su última capa electrónica tiene un carácter tan estable que no se suelen combinar ni consigo mismo ni con otros elementos (este es el origen del nombre que se les da gases nobles o inertes). Todos los demás elementos, al no tener completa su última capa electrónica, tratan de conseguirlo mediante su asociación con otros átomos, formando moléculas o cristales. Para alcanzar la estabilidad electrónica, los átomos de los elementos se unen mediante un enlace químico. 1.2 Moléculas. Para formar moléculas, los átomos que intervienen comparten electrones entre sí. En este caso se habla de enlace covalente. Los átomos que intervienen en la formación de moléculas pueden ser: Iguales: en el caso de las sustancias simples. Distintos (2 o más elementos): caso de los compuestos. 1

2 Las moléculas, en general, se mantienen prácticamente aisladas o unidas por fuerzas débiles entre sí y tienen las siguientes características: Son mayoritariamente gases a temperatura ambiente. En casos menos frecuentes, pueden ser líquidos (como el agua) o sólidos (como el Iodo). No conducen la corriente eléctrica. Puntos de fusión y ebullición bajos. En el caso de las moléculas covalentes sólidas, son frágiles y quebradizas o blandas. Las moléculas se representan mediante fórmulas moleculares, que indican el número y la clase de átomos que intervienen. Por ejemplo H 2 0, significa que en esta molécula hay dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. 1.3 Cristales. En algunos casos se forman estructuras gigantes como en el caso del carbono (diamante) y del cuarzo (SiO 2 ). En estos casos las estructuras así formadas se denominan cristales. Los cristales son sólidos cuyas partículas constituyentes (átomos, moléculas o iones) se ordenan conforme a un patrón que se repite en las tres direcciones del espacio. La sal es un ejemplo de cristal (NaCl) Podemos encontrar los siguientes tipos de cristales, en función del enlace químico que presenten: Cristales covalentes. Cristales iónicos. Cristales metálicos. 2

3 1.3.1 Cristales covalentes. Este tipo de cristales se forman cuando se unen átomos mediante enlaces covalentes y formando una estructura ordenada en las tres direcciones del espacio. Este tipo de enlace suelen darse entre átomos no metálicos. Ejemplo: El diamante es una de las formas en las que se presenta el elemento carbono. El átomo carbono, con un número átomo de 6, y configuración electrónica 1s 2 2s 2 p 2, tiene en su última capa, 4 electrones. Como ya hemos visto, para tener la configuración electrónica más estable (la de gas noble), le faltan 4 electrones más, y así completar 8 en su última capa. Lo que hace, en este caso, es compartir cada uno de esos electrones con otros cuatro átomos de carbono. En el diamante, los átomos se sitúan en una red tridimensional resistente en todas las direcciones. El diamante es uno de los materiales más duros que se mantiene en ese estado a temperaturas muy altas. Al no existir electrones libres, el diamante no conduce la electricidad. El grafito es otra de las formas en que se presenta el carbono en la Naturaleza. Es negro, brillante y untuoso al tacto. Conduce la corriente eléctrica, por lo que se utiliza en la fabricación de electrodos. Propiedades de los cristales covalentes. Como el enlace covalente entre todos los átomos de la red es muy fuerte, los cristales covalentes tienen propiedades características: Son sólidos muy duros a temperatura ambiente. Presentan temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. No conducen el calor ni la electricidad (salvo grafito). Son insolubles en agua. 3

4 1.3.2 Cristales iónicos. Algunas veces los elementos alcanzan su estabilidad, en lugar de compartiéndolos, perdiendo o ganando electrones, al unirse con otros átomos. Suelen darse entre un metal y un no metal. Se establece entre ellos un enlace químico iónico. A diferencia El enlace se produce por las fuerzas de atracción electrostáticas entre iones positivos y negativos, debido a que uno pierde electrón o electrones y otro gana, quedando cargados positiva y negativamente, respectivamente (y como polos distintos se atraen, se forma el enlace). Esta atracción no se limita a un solo ion, sino que casa uno se rodea del número máximo posible de iones de carga opuesta, formando un cristal iónico. A diferencia de los compuestos covalentes moleculares, los compuestos iónicos no forman moléculas independientes y son siempre sólidos a temperatura ambiente. Propiedades cristales iónicos: Son sólidos teniendo una red cristalina iónica. Se fracturan al golpearlos. Elevados puntos de fusión y ebullición. En disolución conducen la electricidad o en estado líquido. Ejemplo: NaCl : Sal común. Cloruro de sodio Cristales metálicos. Todos los metales son sólidos cristalinos a temperatura ambiente, con excepción del mercurio que es líquido. La mayor parte de los elementos metálicos poseen átomos que contienen en su capa de valencia (más externa) 1, 2 o 3 electrones, que pueden perder con facilidad. 4

5 Imagina que un conjunto de átomos metálicos se van aproximando, cuando no pueden aproximarse más, las capas electrónicas exteriores de los átomos se solapan por completo, entonces se crea una nube electrónica y pasa a formar parte de todos los átomos, y es compartido por todos. Entonces se dice que se ha formado un cristal metálico, debido a que se ha unido por un enlace metálico. Ya que se produce una fuerza de atracción entre cationes (carga positiva) y electrones libres. Propiedades de los cristales metálicos: Son sólidos a temperatura ambiente (red cristalina metálica), excepto mercurio. Elevados puntos de fusión y ebullición, salvo excepciones. Son conductores de la electricidad como sólidos y como líquidos. Son deformables. 2. Masa molecular. Es la masa total de una molécula. Se representa con la letra M. Se miden en U.M.A. (unidades de masa atómica) que suele representarse como u. Cómo se calcula la masa de una molécula (masa molecular)? Sumando la masa de todos los átomos que intervienen en ella. Para ello, utilizaremos las masas atómicas que vienen en la Tabla Periódica. Ejemplo: Calcular la masa moléculas de los siguientes compuestos. 5

6 Utilizando la tabla periódica, calcular la masa molecular de los siguientes compuestos: SO 2, NH 3 :, CaCO 3, H 3 PO 4, AlCl El enlace químico. Los átomos se agrupan formando combinaciones más estables que los átomos por separado. Las uniones entre los átomos se denominan enlaces. Los enlaces determinan las propiedades de las sustancias que forman y pueden ser de tres tipos: iónicos, covalentes o metálicos. La causa determinante de que los átomos se combinen es su tendencia a adquirir la configuración de gas noble (ns 2 p 6 ) en su capa más externa o capa de valencia. Ésta es una configuración especialmente estable a la que tienden todos los elementos. 3.1 Enlace iónico. Si enfrentamos un átomo al que le falten pocos electrones en su capa de valencia para adquirir la configuración de gas noble (muy electronegativo, tendencia a coger electrones), tal como el cloro, con otro cuya electronegatividad sea baja (tendencia a ceder electrones), tal como el sodio, éste cederá un electrón al cloro. Como consecuencia, el cloro se convertirá en un ión negativo (anión) mientras que el sodio se convierte en un ión positivo (catión) y ambos se unirán debido a la atracción entre cargas de distinto signo. El proceso fundamental consiste en la transferencia de electrones entre los átomos (uno da un electrón y el otro lo coge), formándose iones de distinto signo que se atraen: 6

7 Realmente este proceso se realiza simultáneamente en millones de átomos, con el resultado de que se formarán millones de iones positivos y negativos que se atraen mutuamente formando una estructura integrada por un número muy elevado de iones dispuestos en forma muy ordenada. Es lo que se llama red iónica o cristal (estudiado en el apartado 1.3.2) Este enlace tendrá lugar entre átomos de metales y no metales. En los compuestos iónicos la fórmula representa la proporción en la que los iones se encuentran en el compuesto. Ejemplo: NaCl. La relación de iones de Na+ e iones Cl es 1:1 (hay el mismo número de ambos) 3.2 Enlace covalente. Si los átomos que se enfrentan son ambos electronegativos (no metales), ninguno de los dos cederá electrones. Una manera de adquirir la configuración de gas noble en su última capa es permanecer juntos con el fin de compartir electrones. El proceso fundamental en este tipo de enlace es la compartición de electrones. Los átomos permanecen juntos con el fin de poder compartir los electrones. Es un enlace característico entre átomos de no metales. 7

8 Cuando los átomos se unen mediante este tipo de enlace se forman unas nuevas entidades formadas por los átomos unidos. Son las moléculas. Las moléculas son las unidades básicas de los compuestos covalentes. Para referirse a los compuestos se utilizan las formulas químicas. Para escribir la fórmula química correspondiente a un compuesto se citan los átomos que lo forman utilizando su símbolo afectado de un subíndice que indica el número de átomos que forman la molécula. Por ejemplo, para el caso anterior la fórmula sería HCl. Para representar las moléculas resultantes de la unión mediante enlace covalente se utilizan mucho los diagramas de Lewis. En ellos se representan por puntos o cruces los electrones de la capa de valencia del átomo y los electrones compartidos se sitúan entre los dos átomos. De esta manera es fácil visualizar cómo ambos átomos quedan con estructura de gas noble) los electrones compartidos: Para simplificar la escritura los electrones de enlace se representan por una raya entre ambos átomos: 8

9 3.3 Enlace metálico. El enlace metálico es el que mantiene unidos los átomos de los metales. Mediante la estructura del enlace metálico de puede dar explicación a las propiedades más características de los metales tales como su facilidad para conducir la electricidad y el calor (conductividad), la capacidad para extenderse en hilos muy finos (ductilidad), la capacidad para obtener láminas finas (maleabilidad), densidades elevadas, puntos de fusión altos... El modelo más sencillo de enlace metálico se basa en una de las propiedades características de los metales: su baja electronegatividad (ceden electrones con facilidad). Así pues el enlace metálico podemos describirlo como una disposición muy ordenada y compacta de iones positivos del metal (red metálica) entre los cuales se distribuyen los electrones perdidos por cada átomo a modo de nube electrónica. Es importante observar que los electrones pueden circular libremente entre los cationes, no están ligados (sujetos) a los núcleos y son compartidos por todos ellos. Esta nube electrónica hace de colchón entre las cargas positivas impidiendo que se repelan y manteniendo unidos los átomos del metal. En los metales tampoco se forman moléculas individuales. La situación es muy parecida a la encontrada en el caso de los compuestos iónicos. La fórmula de un metal representa al átomo metálico correspondiente. Ejemplos: Fe: hierro Au: Oro Cu: cobre... 9