LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA TEMA 1

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1 LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA TEMA 1 ESPECTRO ATÓMICO Es el conjunto de ondas de radiación de un átomo, caracterizadas por determinados valores de longitudes de onda, y recogido en una pantalla. Tipos de espectros atómicos: 1) Espectro de emisión: formado por el conjunto de líneas de distintas longitudes de onda correspondientes a la radiación emitidas por los átomos excitados de un elemento en estado gaseoso. 2) Espectro de absorción: formado por un conjunto de líneas negras correspondientes a las longitudes de onda absorbidas por un los átomos de un elemento en estado gaseoso cuando se le ilumina con un haz de luz visible. Luz visible 1. MODELO DE RUTHERFORD Rutherford elaboró un modelo del átomo a partir de una experiencia que consistió en bombardear una delgada lámina de oro con rayos alfa. Este modelo es similar a un sistema planetario con los electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado con carga eléctrica positiva. Es un modelo clásico. El átomo de Rutherford está dividido en dos zonas distintas: 1) El núcleo: es la zona central muy pequeña (con un tamaño de unas veces menor que el tamaño del átomo) y que contiene casi toda la masa del átomo. Está formado por protones y neutrones, entre los que se establecen intensas fuerzas de atracción (denominadas fuerzas nucleares fuertes), de una naturaleza distinta a las fuerzas eléctricas y que evitan la desintegración del núcleo debido a las fuerzas repulsivas entre los protones. 2) La corteza: es la zona que rodea al núcleo y su tamaño es casi igual al tamaño del núcleo. En ella se encuentran los electrones que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares y entre ellos hay un gran espacio vacío. Los radios de las órbitas electrónicas pueden tener cualquier valor. El modelo de Rutherford garantiza la estabilidad del núcleo: las fuerzas nucleares de atracción entre los nucleones son mucho más intensas que las fuerzas eléctricas de repulsión entre los protones, lo que evita la desintegración del núcleo. El modelo de Rutherford tiene dos fallos importantes: 1) No explica los espectros atómicos. IES La Loma Tema 1 Pág. 1

2 2) Es un modelo inestable: el electrón, al girar en su órbita, está acelerado y según la teoría electromagnética emite energía en forma de radiación a costa ir perdiendo su energía cinética, de manera que se iría acercando al núcleo recorriendo una trayectoria en espiral, hasta acabar precipitándose sobre él. 2. MODELO DE BOHR Para evitar los fallos del modelo de Rutherford, Bohr introdujo el concepto de cuantización. El modelo cuántico de Bohr se basa en los siguientes postulados: 1º Postulado: los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía y por esta razón se dice que son órbitas ESTACIONARIAS. Cada órbita tiene un determinado valor de energía y se denomina nivel de energía. 2º Postulado: sólo son posibles las órbitas para las cuales el radio es proporcional al cuadrado de un número entero denominado número cuántico principal, n. El número cuántico principal es un número entero positivo que toma valores desde 1 hasta 7: n = 1,2,, 7. Como consecuencia de la cuantización de los radios de las órbitas, el valor de energía correspondiente a cada órbita (que depende del valor del radio de la órbita) sólo puede tener un determinado valor, es decir, los niveles de energía del átomo también están cuantizados. 3º Postulado: un electrón puede promocionar desde una órbita inferior a otra superior absorbiendo un fotón o puede saltar desde una órbita superior a otra inferior emitiendo un fotón. La energía del fotón siempre es igual a la diferencia de energía de las órbitas implicadas: E = ǀEF EIǀ = h f donde h f es la energía del fotón. Los valores de energía de los distintos niveles energéticos del átomo son negativos. Su valor mínimo es el del primer nivel y va haciéndose cada vez menos negativo para niveles cada vez más alejados del núcleo. La energía del electrón es menor en el átomo que en estado libre. Inconvenientes del modelo atómico de Bohr: explicaba el espectro normal del hidrógeno, pero cuando se analizó este espectro con aparatos de mayor precisión, se encontraron nuevas líneas espectrales que no podían ser explicadas por dicho modelo (espectro fino del hidrógeno). 3. MODELO DE BOHR-SOMERFELD Para poder explicar el espectro fino, Sommerfeld introdujo algunas modificaciones en el modelo de Bohr y consideró que las órbitas, además de circulares, podían ser elípticas. Postuló que las órbitas se agrupan por niveles energéticos, una de las cuáles es circular y el resto, elípticas. Sommerfeld introdujo un nuevo número cuántico llamado número cuántico secundario, l, con valores 0, 1,2 n-1, cada uno asociado a una órbita perteneciente a un mismo nivel n; así, para cada nivel dado por el número cuántico principal n, hay n órbitas definidas por el número cuántico secundario l. El modelo de Bohr-Sommerfeld tiene el inconveniente que mezcla ideas clásicas e ideas cuánticas, y tampoco es capaz de explicar bien todas las líneas espectrales de los distintos elementos. IES La Loma Tema 1 La estructura de la materia Pág. 2

3 4. MODELO ACTUAL DEL ÁTOMO El modelo atómico actual fue desarrollado en la década de 1920 por Schrödinger y Heisenberg. Es un modelo matemático basado en la ecuación de Schrödinger. El concepto de órbita electrónica del modelo de Bohr-Sommerfeld es sustituido por el concepto de ORBITAL: Se llama orbital a la región del espacio en la que existe una probabilidad de encontrar al electrón superior al 90 % Cada órbital está definido por tres números cuánticos, que son soluciones de la Schrödinger: ecuación de 1. Número cuántico principal, n: su valor es el número de nivel o capa. El valor de n está relacionado con el tamaño de los orbitales que hay en el nivel que representa. Toma valores desde enteros positivos desde n = 1 hasta n = 7; es decir, hay hasta 7 niveles en un átomo. 2. Número cuántico secundario, l: su valor es el tipo de subnivel dentro de un nivel n. El valor de l está relacionado con el tipo del orbitales que se agrupan en el subnivel que representa. Puede tomar los siguientes valores: - Para l = 0, el subnivel es tipo s. - Para l = 1, el subnivel es tipo p. - Para l = 2, el subnivel es tipo d. - Para l = 3, el subnivel es tipo f. 3. Número cuántico magnético, m: nos da el es el número de orbitales del mismo tipo que hay en un determinado subnivel. El valor de m está relacionado con la orientación espacial del orbital que representa, dentro de un subnivel. Toma valores desde - l hasta + l pasando por 0. - Para l = 0, m = 0: en el subnivel s hay un orbital s. - Para l = 1, m = -1, 0, 1: en el subnivel p hay tres orbitales p. - Para l = 2, m = -2, -1, 0, 1, 2: en el subnivel d hay cinco orbitales d. - Para l = 3, m = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3: en el subnivel f hay siete orbitales f. Los orbitales de un átomo se distribuyen por niveles y dentro de cada nivel, se agrupan por subniveles. Los orbitales que pertenecen a un mismo subnivel son todos del mismo tipo y se diferencian en sus distintas orientaciones espaciales. El estado de un electrón dentro de un orbital está definido por los tres número cuánticos del orbital (n, l y m) y por un cuarto número cuántico llamado número cuántico de espín, s, que puede tomar dos valores: +½ y ½. El número cuántico de espín está relacionado con el sentido de giro del electrón alrededor de sí mismo. IES La Loma Tema 1 La estructura de la materia Pág. 3

4 5. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA La configuración electrónica de un átomo es la distribución más estable (de menor energía) de los electrones en los orbitales atómicos, de acuerdo con dos principios: 1. Principio de mínima energía (Principio de Aufbau): los electrones ocuparán los orbitales en orden de menor a mayor energía. Para saber cuál es el orden creciente de energía de los orbitales atómicos se aplica el diagrama de Möeller: Nivel 7 Nivel 6 Nivel 5 Nivel 4 Nivel 3 Nivel 2 Nivel 1 Subniveles: s p d f Nº máximo de electrones: Representación: s 2 p 6 d 10 f Principio de exclusión de Pauli: en un orbital sólo puede haber como máximo dos electrones con sus espines opuestos. La distribución de orbitales en los distintos niveles y subniveles, así como en máximo número de electrones por nivel se representan en la siguiente tabla: Nº máximo Nivel n Subnivel l Orbitales de electrones Tres orbitales p 3 1 Tres orbitales p 18 2 Cinco orbitales f 1 Tres orbitales p Cinco orbitales d 3 Siete orbitales f 1 Tres orbitales p Cinco orbitales d 3 Siete orbitales f 6 1 Tres orbitales p 18 2 Cinco orbitales d 7 2 IES La Loma Tema 1 La estructura de la materia Pág. 4

5 6. C LASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS La tabla periódica actual está basada en la propuesta por Mendeleiev en En ella, los elementos se encuentran ordenados, de izquierda a derecha, según los valores crecientes de sus números atómicos (Z). Además de esto, los elementos aparecen distribuidos en filas y columnas. Existen 7 filas horizontales que se denominan períodos y 18 columnas verticales que se denominan grupos: En cada período aparecen los elementos cuyo último nivel de su configuración electrónica coincide con el número del período, ordenados de izquierda a derecha por orden creciente de número atómico. Al pasar de un elemento al siguiente se añade un electrón en la capa de valencia. Por ejemplo, el período 3 incluye los elementos cuyos electrones más externos están en el nivel 3: Na (Z = 11): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1, Mg (Z = 12): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 y Al (Z = 13): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 En cada grupo aparecen los elementos que presentan la misma configuración de la capa de valencia (con el mismo número de electrones en la capa de valencia). Por ejemplo, todos los elementos del grupo 13 contienen 3 electrones en su capa de valencia: B (Z = 5): 1s 2 2s 2 2p 1 y Al (Z = 13): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Los elementos de los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 y 17 reciben el nombre genérico de elementos representativos. Los elementos pertenecientes a los grupos desde el 3 hasta el 12 reciben el nombre de metales de transición. Los elementos de los grupos 1 (excepto el hidrógeno), 2 y 17 se llaman, respectivamente, alcalinos, alcalinotérreos y halógenos. Los elementos del grupo 18 se denominan gases nobles. La tabla también refleja la agrupación de los elementos en metales, no metales y gases nobles. Los metales tienden a formar cationes, los no metales tienden a formar aniones y los gases nobles no forman iones. La utilidad de la Tabla Periódica reside en que permite poner de manifiesto muchas regularidades y semejanzas en las propiedades de los elementos. Por ejemplo, todos los elementos de un mismo grupo poseen un comportamiento químico similar, debido a que poseen el mismo número de electrones en su capa más externa (estos electrones son los que normalmente intervienen en las reacciones químicas). Existen, por tanto, muchas propiedades de los elementos que varían de forma gradual al movernos en un determinado sentido en la tabla periódica, como son: radio atómico, energía de ionización, carácter metálico y electronegatividad. CAPA DE VALENCIA Es la capa que contiene los electrones implicados en las reacciones químicas. Está formada por: - La última capa o nivel en los elementos representativos. - La última capa y el subnivel d (con 5 orbitales d) de la penúltima capa en los metales de transición. IES La Loma Tema 1 La estructura de la materia Pág. 5

6 7. ENLACE QUÍMICO El enlace químico es la unión entre átomos para adquirir una situación de mayor estabilidad y, por tanto, de menor energía que la de los átomos que la forman por separado. La energía de enlace es la energía que se libera cuando se forma un enlace entre dos átomos y es igual al valor de la energía que hay que suministrar para romper el enlace. Hay tres tipos de enlace: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Los gases nobles tienen muy poca tendencia a formar compuestos y suelen encontrarse en la naturaleza como átomos aislados. Estos elementos tienen 8 electrones en su última capa (excepto el helio, que tiene 2) y se asocia a un estado de gran estabilidad. REGLA DEL OCTETO (LEWIS) Los átomos se unen formando enlaces para alcanzar una estructura electrónica con 8 electrones en su última capa, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases nobles. Muchos átomos enlazados cumplen la regla del octeto, pero hay también átomos que pueden quedar con más o con menos de ocho electrones en su capa de valencia y forman uniones estables Enlace iónico El enlace iónico se produce cuando se combinan un elemento metálico y un elemento no metálico. Los átomos del metal alcanzan la configuración electrónica de gas noble perdiendo electrones, por lo que forman cationes, y los átomos del no metal los acepta, formando aniones. El enlace iónico se debe a las fuerzas de atracción eléctricas que se establecen entre los aniones y cationes formados por la transferencia de electrones; los iones se distribuyen de manera ordenada en las tres direcciones del espacio originando un cristal, de manera que cada ion queda rodeado por iones de signo contrario. Cloruro de sodio, NaCl 5.2. Enlace covalente El enlace covalente se forma entre cada dos átomos que comparten pares de electrones. Si comparten un par de electrones es un enlace simple; si comparten dos pares, es un enlace doble y si comparten tres pares, es un enlace triple. Cuanto mayor sea el número de electrones compartidos, mayor será la fortaleza del enlace. IES La Loma Tema 1 La estructura de la materia Pág. 6

7 Molécula del cloruro de hidrógeno Cuando los dos átomos de un enlace covalente son del mismo elemento, el par de electrones compartido pertenece por igual a los dos átomos y se llama ENLACE COVALENTE APOLAR; si los dos átomos son de elementos distintos, el par de electrones compartido está más cerca de uno de los átomos que del otro, y se dice que es un ENLACE COVALENTE POLAR. Las sustancias que presentan enlaces covalentes entre sus átomos pueden ser MOLECULARES o CRISTALINAS: - Sustancias covalentes moleculares: la mayoría de los compuestos covalentes son moleculares. Una molécula se forma por la unión entre un grupo limitado de átomos mediante enlaces covalentes. Las fuerzas del enlace covalente son muy intensas. A su vez, las moléculas se unen con fuerzas mucho más débiles, llamadas fuerzas intermoleculares, de carácter electrostático. - Sustancias covalentes atómicas: sólo unas pocas sustancias covalentes están formadas por la unión mediante enlaces covalentes de un gran número de átomos o de grupos atómicos dispuestos de forma ordenada en las tres direcciones del espacio, formando estructuras cristalinas. Ejemplos: el carbono en sus formas diamante y grafito, dióxido de silicio (SiO4, cuarzo) y carburo de silicio (SiC). Lewis propuso representar los enlaces covalentes usando el símbolo del elemento con puntos alrededor que representan los electrones de valencia (notación de Lewis): Ejemplo: el átomo de cloro tiene 7 electrones en su capa de valencia y le falta uno para completar su octeto. Cuando se unen dos átomos de cloro en la molécula Cl2, aportan cada uno un electrón al enlace. Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p Enlace metálico El enlace metálico se produce cuando se combinan átomos de un mismo elemento metálico entre sí, o entre los átomos de los metales en una disolución sólida. El modelo más simple que sirve para explicar el enlace metálico se denomina modelo del mar de electrones. Según este modelo, los átomos del metal ceden los electrones de la capa de valencia y se ionizan; los electrones de valencia desprendidos forman una nube electrónica compartida por igual por todos los cationes metálicos que puede desplazarse con facilidad por toda la estructura metálica. El enlace metálico se debe a las fuerzas eléctricas que se establecen entre los cationes metálicos y los electrones de la nube electrónica. Los cationes se ordenan en el espacio formando un cristal. IES La Loma Tema 1 La estructura de la materia Pág. 7

8 5.4. Fuerzas intermoleculares Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción existentes entre las moléculas de las sustancias covalentes. Son fuerzas de carácter electrostático, mucho más débiles que el enlace covalente, iónico o metálico. Pueden ser de dos tipos: fuerzas de Van der Waals y enlaces por puente de hidrógeno. La fortaleza del enlace por puente de hidrógeno es mayor que la unión por fuerzas de Van der Waals. El enlace por puente de hidrógeno se produce cuando hay un enlace covalente entre el hidrógeno y un átomo de flúor, de oxígeno o de nitrógeno. Los enlaces por puente de hidrógeno entre las moléculas del agua explican sus propiedades, como sus altos puntos de fusión y ebullición comparados con los de otras sustancias moleculares, su elevada capacidad calorífica o su dilatación anómala, que hace que el hielo flote en el agua. 8. PROPIEDADES FÍSICAS DE LAS SUSTANCIAS Las propiedades de las sustancias cristalinas dependen de las fuerzas del enlace covalente, iónico o metálico, dependiendo del tipo del cristal. Las propiedades de las sustancias moleculares dependen de las fuerzas intermoleculares entre sus moléculas, de carácter mucho más débil que las fuerzas del enlace covalente que unen los átomos dentro de una molécula. SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES ATÓMICAS Hay gases, líquidos y Son sólidos a sólidos a temperatura temperatura ambiente ambiente Tienen puntos de fusión y ebullición, en general, bajos Los sólidos son blandos Algunos son solubles en agua, pero la mayoría son solubles en sustancias orgánicas Malos conductores del calor y la electricidad I2, Cl2, O2,, NH3, BH3, CH4, CO2, H2S, HI, H2O, H2SO4, H2CO3, HClO Tienen puntos de fusión y ebullición muy elevados Son duros y frágiles SUSTANCIAS IÓNICAS Son sólidos a temperatura ambiente Tienen puntos de fusión y ebullición elevados Son duros y frágiles SUSTANCIAS METÁLICAS Son sólidos de elevada densidad a temperatura ambiente, excepto el mercurio, que es líquido. Tienen puntos de fusión y ebullición, en general, elevados Son duros y tenaces Son dúctiles y maleables (capacidad de estirarse en hilos y láminas) Son insolubles Son solubles en agua Son insolubles en agua No conducen la electricidad, excepto el grafito Grafito, diamante, SiO2, SiC No conducen la electricidad en estado sólido, pero si en estado fundido o en disolución EJEMPLOS NaCl, KCl, CaO, MgO, MgCl2 Buenos conductores del calor y la electricidad Fe, Ag, Au, Cu, Pt IES La Loma Tema 1 La estructura de la materia Pág. 8