3º ESO FÍSICA Y QUÍMICA Tabla Periódica y Enlaces Atómicos. Estructura de la corteza

Transcripción

1 3º ESO FÍSICA Y QUÍMICA Tabla Periódica y Enlaces Atómicos Estructura de la corteza Para distribuir los electrones alrededor del núcleo del átomo ten en cuenta lo siguiente: Los electrones del átomo se distribuyen en órbitas o capas alrededor del núcleo. Las distintas órbitas se identifican por un número entero, n, llamado número cuántico principal. Así para la primera (la más próxima al núcleo) n= 1; para la segunda n= 2; para la tercera n= 3... etc. El número de capas u órbitas que posee un elemento viene dado por el número del periodo en que está situado en la tabla periódica. Para distribuir los electrones entre las distintas órbitas o capas se deben tener en cuenta unas reglas obtenidas de la experimentación: 1) Las capas se van llenando por orden: primero se llena la n = 1, a continuación, n= 2, después n = 3... etc. 2) No se puede empezar a llenar un nivel superior si no está lleno el inferior. 3) El número máximo de electrones que se puede alojar en cada capa es: n nº máx. electrones Primera capa (n = 1). Nº máximo de electrones= 2 Segunda capa (n = 2). Nº máximo de electrones= 8 Tercera capa n = 3. En este caso tiene solamente un electrón. 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 único electrón de valencia.

2 Configuración electrónica Para obtener la configuración electrónica de los átomos (esto es, cómo se distribuyen los electrones en las capas de la corteza) deberemos de estudiar con más detenimiento cómo son esas capas. Lo primero que debemos saber es que dentro de las capas existen subcapas o subniveles que se identifican con las letras s, p, d y f que pueden alojar más o menos electrones: Los electrones se distribuyen en las capas ocupando los distintos subniveles que en ellas existen: Capa Subniveles 1 s 2 s, p 3 s, p, d 4 s, p, d, f 5 s, p, d, f 6 s, p, d, f 7 s, p, d, f Cada nivel puede alojar un número máximo de electrones Niveles Nº max s 2 p 6 d 10 f 14 Los niveles se van llenando por orden y hasta que un nivel no está lleno no se pasa a llenar el siguiente. El orden de llenado de los niveles se obtiene a partir del diagrama de Möeller: Para obtener la configuración electrónica de un átomo: 1. Considera el número de electrones que debes distribuir. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro viene dado por el número atómico Z. 2. Ve colocando los electrones por orden en los niveles de cada capa. Cuando un nivel se complete, pasa al siguiente (ayúdate del diagrama de Möeller). 3. Cuando hayas colocado todos los electrones habrás terminado. 4. Ordena por capas la configuración obtenida. Ejemplos Li Z = 3 1s 2 2s 1 N Z = 7 1s 2 2s 2 p 3 Mg Z = 12 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 Si Z = 14 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 2 S Z = 16 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 4 Ar Z = 18 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 Ti Z = 22 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3 d 2 = 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 2 4s 2 Ga Z = 31 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3 d 10 4 p 1 = 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 4 p 1 Br Z = 35 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 2 3 d 10 4 p 5 = 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 10 4s 2 4 p 5

3 3º ESO FÍSICA Y QUÍMICA Tabla Periódica y Enlaces Atómicos La tabla periódica de los elementos fue presentada por Mendeleiev en 1869 como una manera de clasificar los elementos conocidos. Permitía establecer relaciones entre sus propiedades facilitando su estudio. Metales alcalinos (el H no pertenece a los alcalinos H Metales alcalinotérreos Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos Li Be B C N O F Ne Halógenos He Gases nobles Elementos de Transición interna O Tierras Raras La Ac Elementos de transición En la tabla periódica los elementos se ordenan Actínidos en filas o periodos que se numeran del 1al 7, y en columnas, grupos o familias, que se numeran del 1 (alcalinos) al 18 (gases nobles). El hidrógeno, el elemento más ligero, tiene propiedades singulares y es difícil de ubicar, pero se tiende a colocar en el grupo 1 (alcalinos), aunque sus propiedades son muy distintas de los metales de este grupo y no se le considera un metal alcalino. Todos los elementos de un grupo tienen propiedades químicas semejantes. Mendeleiev (en 1869) ordenó los elementos de menor a mayor masa atómica, aunque en dos ocasiones (Ar y K, Te y I) tuvo que invertir el orden para que los elementos se situaran en el grupo que les correspondería por sus propiedades químicas. En las tablas periódicas modernas los elementos se clasifican de menor a mayor número atómico (número de protones). El número del periodo nos da el número total de capas u órbitas de los átomos. Configuración de la última capa (n es el número de la última capa, coincide con el número del periodo): Alcalinos: ns 1 Alcalinotérreos: ns 2 Térreos ns 2 p 1 Carbonoideos: ns 2 p 2 Nitrogenoideos: ns 2 p 3 Anfígenos : ns 2 p 4 Halógenos: ns 2 p 5 Gases nobles: ns 2 p 6 (excepto He) 1

4 Las propiedades químicas de los elementos están íntimamente ligadas a la estructura electrónica de su última capa. Una línea quebrada separa, aproximadamente, los metales (que se sitúan a la izquierda de la línea) y los no metales (a la derecha). A izquierda y derecha de la línea que divide metales y no metales se sitúan una serie de elementos (trama oscura) que tienen propiedades de ambos, son los llamados semimetales o metaloides. Todos los elementos de un mismo grupo tienen la misma estructura electrónica en su última capa o capa de valencia, de ahí que tengan unas propiedades químicas similares. H He Li Be B C N O F Ne La Ac Los gases (trama vertical) se concentran a la derecha del Sist. Periodico Buena parte de los metales típicos : hierro, cobre, zinc, plata, oro se encuentran entre los elementos de transición. Los gases nobles tienen una estructura electrónica especialmente estable con ocho electrones en su última capa: ns 2 p 6 (excepto el He que tiene dos). Todos los elementos tienden a adquirir la estructura de gas noble. Para eso tratan de captar o perder electrones. Los elementos, como los halógenos o calcógenos, a los que les faltan solamente uno o dos electrones para adquirir la configuración de gas noble, tienen mucha tendencia a captar electrones transformándose en iones con carga negativa. Se dice que son muy electronegativos. En general los no metales son elementos electronegativos y tienden a captar electrones para dar iones negativos. Los metales tienen energías de ionización bajas (cuesta muy poco arrancarles un electrón). La razón es sencilla: si tienden a ceder electrones bastará con comunicarles muy poca energía para arrancárselos A los elementos que están muy alejados de la configuración del gas noble siguiente (como los metales alcalinos o alcalinotérreos), les resulta mucho más sencillo perder uno o dos electrones para adquirir la configuración electrónica del gas noble anterior. Por tanto, mostrarán mucha tendencia a formar iones con carga positiva. Se dice que son muy poco electronegativos. En general, los metales son poco electronegativos y tienden a perder electrones para dar iones positivos. Los no metales muestran energías de ionización elevadas, ya que si tienden a captar electrones, mostrarán muy poca tendencia a cederlos. Por tanto, habrá que comunicarles mucha energía para arrancárselos. 2

5 Nombres y símbolos de los elementos que hay que conocer (3.º ESO) H: Hidrógeno Alcalinos Alacalinotérreos Metales de transición Grupo del B Grupo del C Pnictógenos Calcógenos Halógenos Gases nobles Li Litio Be Berilio Cr Cromo B Boro C Carbono N Nitrógeno O Oxígeno F Flúor He Helio Na Sodio Mg Magnesio W Wolframio Al Aluminio Si Silicio P Fósforo S Azufre Cl Cloro Ne Neón K Potasio Ca Calcio Mn Manganeso Ga Galio Ge Germanio As Arsénico Se Selenio Br Bromo Ar Argón Rb Rubidio Sr Estroncio Fe Hierro Sn Estaño Sb Antimonio Te Teluro I Yodo Kr Kriptón Ba Bario Co Cobalto Pb Plomo Xe Xenón Ra Radio Ni Níquel Rn Radón Pt Cu Ag Au Zn Hg Platino Cobre Plata Oro Zinc, cinc Mercurio 3

6 Los enlaces atómicos Los átomos tienden a unirse unos a otros para formar entidades más complejas. De esta manera se construyen todas las sustancias. Por qué los átomos tienden a unirse y no permanecen aislados como tales átomos? Por qué un átomo de cloro se une a uno de hidrógeno y, sin embargo, un átomo de oxígeno se combina con dos de hidrógeno, o uno de nitrógeno con tres de hidrógeno? Cuál es el mecanismo que mantiene unidos los átomos? La teoría del enlace químico trata de dar respuesta a estas cuestiones 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. 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: Na Cl - Electrón cedido por el átomo de Na al de Cl + Los iones se unen debido a la atracción entre cargas de distinto signo Al perder un electrón el Na se transforma en Na + - Al perder un electrón el Cl se transforma en Cl - 4

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. Este enlace tendrá lugar entre átomos de electronegatividad muy distinta: entre metales y no metales. En los compuestos iónicos no se puede hablar de moléculas individuales, sino de grandes agregados. Por tanto, en los compuestos iónicos la fórmula representa la proporción en la que los iones se encuentran en el compuesto. Ejemplos: NaCl. La relación de iones de Na + e iones Cl es 1:1 (hay el mismo número de ambos) CaCl2. Hay doble número de iones Cl que de iones Ca 2+ Los compuestos iónicos tienen las siguientes propiedades: Son sólidos cristalinos: estructura muy ordenada Poseen puntos de fusión y ebullición elevados, síntoma de que el enlace es fuerte. Suelen ser solubles en agua. Fundidos o en disolución acuosa son buenos conductores de la corriente eléctrica, debido a la existencia de cargas libres (iones). 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. Átomo de Cl Átomo de H Molécula de HCl Par de electrones compartido 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 electronegatividad alta (no metales). 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. Molécula de H2O Molécula de CO2 Molécula de SO3 Molécula de H2SO4 5

8 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 ocho electrones (estructura de gas noble) y los electrones compartidos: H x H xx O xx x O Para simplificar la escritura los electrones de enlace se representan por una raya entre ambos átomos: H H O = O H O - H Los compuestos con enlace covalente tienen las propiedades siguientes: Son gases o líquidos (entre las moléculas formadas casi no hay fuerzas que las mantengan unidas) Tienen puntos de fusión y ebullición bajos. Suelen ser poco solubles en agua. Disueltos en agua conducen mal la corriente eléctrica (no existen cargas libres). 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 lo 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. xx x xx x H O H 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... Propiedades de los metales: Son sólidos a temperatura ambiente (a excepción del mercurio) de densidad elevada. Observa que la red metálica postula una estructura muy ordenada (típica de los sólidos) y compacta (con los iones muy bien empaquetados, muy juntos, densidad alta) Temperaturas de fusión y ebullición altas: síntoma de que el enlace entre los átomos es fuerte. Buenos conductores del calor y la electricidad: debido a la existencia de electrones libres que pueden moverse. Ductilidad y maleabilidad: debido a la posibilidad de que las capas de iones se puedan deslizar unas sobre otras sin que se rompa la red metálica 6