Materia.- Realidad primaria de la que están hechas las cosas.

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1 TEORÍA FÍSICA Y QUÍMICA, 2º TRIMESTRE TEMA 4 EL ÁTOMO Materia.- Realidad primaria de la que están hechas las cosas. Un átomo es la unidad constituyente más pequeña de la materia ordinaria que tiene las propiedades de un elemento químico * Demócrito, filósofo griego (S. V- IV a. C.).- Propuso que, si se dividía la materia en trozos cada vez más pequeños, debería llegarse a una porción que ya no podría dividirse más. Estas partículas se llamarían átomos (en griego, indivisibles). * Para Aristóteles, la materia era de naturaleza continua y estaba formada por diferentes combinaciones de tierra, agua, aire y fuego (la teoría de los cuatro elementos). La química nace como ciencia a finales del S. XVIII y principios del XIX, con la experimentación cuantitativa de numerosos procesos químicos. Los primeros químicos establecieron las LEYES PONDERALES - Lavoisier, Ley de la conservación de la masa.- La masa total de las sustancias que intervienen en una transformación química permanece constante. - Proust, Ley de las proporciones definidas.- Cuando dos o más compuestos se combinan para formar otro compuesto, lo hacen siempre en una relación constante. Modelo atómico de Dalton, (HIPÓTESIS) - La materia está formada por partículas muy pequeñas, esféricas e indivisibles, llamadas átomos. - Los átomos de un mismo elemento químico son idénticos: tienen igual tamaño, masa y propiedades. - Los átomos de un elemento químico tienen masas y propiedades diferentes a las de los átomos de otros elementos. - Los átomos de diferentes elementos se pueden combinar en una proporción fija y sencilla para formar compuestos químicos. 1

2 - En las reacciones químicas, los átomos de dos elementos se combinan entre sí para formar nuevas agrupaciones atómicas. Los átomos no se destruyen ni se transforman en otros átomos, solo se recombinan. Error principal: Proponen un átomo indivisible. Modelo atómico de Joseph John Thomson, Descubrió, en paralelo al descubrimiento de la electricidad, unas partículas con propiedades sorprendentes, a las que llamó electrones. El descubrimiento del electrón indicó que el átomo no era indivisible y que estaba constituido por partículas subatómicas, algunas con carga eléctrica. Los electrones prácticamente no tienen masa y tienen carga eléctrica negativa. MODELO ATÓMICO DE J.J. Thomson (HIPÓTESIS) - Los átomos se comportan como pequeñísimas masas esféricas con carga positiva, dentro de las cuales se encuentran los electrones con carga negativa, en posiciones fijas. - Los electrones salen de los átomos al someterlos a potenciales eléctricos intensos y son idénticos para todos los tipos de átomos. - La materia es eléctricamente nula. Error principal: Proponen un átomo macizo, sin o con cargas eléctricas. A saber: La materia está constituida por átomos (V) Los átomos son indivisibles (F, hay partículas subatómicas, como por ejemplo, los electrones) Los átomos de elementos químicos diferentes tienen masa y propiedades diferentes (V) Los compuestos están formados por unión de átomos de distintos elementos. En las reacciones químicas los átomos se combinan en la proporción numérica más sencilla posible (V) Modelo atómico de E. Rutherford, EXPERIMENTO de RUTHERFORD Utilizó una fuente de radiación que emitía partículas con carga positiva, dentro de una cámara de plomo con un orificio para seleccionar una única trayectoria. A la salida, colocó una lamina muy fina de oro, rodeada de una pantalla, para detectar la trayectoria de las partículas al atravesar la lámina. 2

3 Observó que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse o lo hacían muy poco. Algunas partículas eran fuertemente desviadas de su trayectoria y un pequeño porcentaje, sorprendentemente, rebotaban. Para Rutherford, la desviación de las partículas se debía a que la carga positiva del átomo debía estar concentrada en una pequeña parte del mismo a la que llamó núcleo. El resto debía quedar casi vacío. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (HIPÓTESIS) - La carga positiva de los átomos, y casi toda su masa, estaba concentrada en una zona central, que denominó núcleo. - El núcleo tiene carga positiva debido a unas partículas llamadas protones, de igual carga que los electrones (que se encuentran en la corteza), pero opuesta, siendo neutra la carga total del átomo. - El radio de un átomo es, aproximadamente, cien mil veces mayor que el radio del núcleo. Modelo atómico de Niels Bohr, (HIPÓTESIS, CORTEZA ATÓMICA) - Los electrones solo pueden girar en órbitas a determinadas distancias del núcleo. - En las órbitas o capas, los electrones giran con energía constante. - Cada capa, llamada también nivel de energía, tiene un número diferente de electrones. El número de electrones por nivel es 2n 2, donde n es el número del nivel (n=1, 2,3...). CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS (EN LA CORTEZA DEL ÁTOMO).- Es la forma en que se distribuyen los electrones alrededor del núcleo. Los electrones se distribuyen por la corteza del átomo en diferentes capas u órbitas o niveles de energía (números, ) y orbitales (s, p, d, f, g, h, i). Según las capas u órbitas o niveles de energía, aplicando la fórmula 2n 2 : - En la primera capa se sitúan como máximo 2 e - - En la segunda 8 e - (2 en el orbital s y 6 en el orbital p) - En la tercera 18 e - Según los orbitales (subnivel de energía): - En el orbital s, el número máximo de electrones son 2. - En el orbital p, el número máximo de electrones son 6. - En el orbital d, el número máximo de electrones son En el orbital f, el número máximo de electrones son 14. 3

4 Diferencia entre ÓRBITAS y ORBITALES.- En el modelo atómico de Bohr, se denomina órbita a la trayectoria seguida por un electrón en torno a un núcleo. Sin embargo, este modelo no es capaz de explicar completamente las características de los átomos. A partir de 1920 la física cuántica mostró que no se podía determinar la posición exacta de un electrón en el átomo y se optó por hablar de NUBE ELECTRÓNICA. Un electrón que pertenece a un subnivel de energía se mueve dentro de una región del espacio, más o menos definida, denominada orbital. Por tanto, un orbital es una región del espacio donde hay una probabilidad muy alta de encontrar al electrón. Diagrama de Moeller Nos indica el orden de llenado de electrones, de las orbitas o niveles de energía y de los orbitales o subniveles de energía. Es fundamental conocerlo para poder escribir la configuración electrónica de cada átomo. La configuración electrónica permite deducir qué átomo es y su comportamiento químico general. CONCEPTOS.- Número atómico (Z) = Número de protones que tiene el átomo en el núcleo. Número másico (A) = Suma de protones (Z) y neutrones (N) del núcleo. Masa atómica.- Masa de un átomo. Se estableció arbitrariamente la unidad de masa atómica, uma, («u») como la doceava parte de la masa del átomo de carbono y equivale a una masa de 1,66x10-27 Kg o 1, g. Vienen indicadas en la Tabla Periódica. Isótopos.- Son átomos de un mismo elemento químico que tienen el mismo número atómico pero distinto número másico. Iones.- Son átomos que han perdido electrones (Catión) o ganado electrones (Anión) en su corteza electrónica. Catión: ión positivo Anión: ión negativo 4

5 TEMA 5 ELEMENTOS Y COMPUESTOS LA TABLA PERIÓDICA.- Alfred Werner dio forma a la tabla periódica actual (Premio Nobel de Química en 1913). La importancia de la tabla periódica actual (7 períodos, 18 grupos) radica en que todos los elementos de un mismo grupo presentan propiedades similares. Esto permite no sólo caracterizar al elemento considerado, sino también a sus posibles compuestos. - Un elemento químico es un conjunto de átomos de la misma clase. Las sustancias simples, por ejemplo, la plata, están formadas por átomos de un solo elemento. - Un compuesto es una sustancia formada por átomos diferentes. Cada compuesto presenta siempre la misma composición. El óxido de plata es un compuesto. - Las moléculas son agrupaciones estables de un número fijo de átomos, generalmente pequeño. Si los átomos son iguales, forman sustancias simples (ej. O3), y si son diferentes, forman compuestos (ej. NH3). 5

6 - Variación del tamaño del átomo.- Considerando los átomos aproximadamente esféricos, su tamaño disminuye al avanzar en un período y aumenta al descender en un grupo. Con los iones se cumple que el tamaño de los cationes es siempre menor que el de los átomos de partida, mientras que el de los aniones es mayor. - Todos los elementos de un mismo grupo poseen la misma configuración electrónica o capa de valencia, que es la responsable de sus propiedades químicas similares. - Regla del octeto.- Los átomos, cuando se unen, tienden a organizar sus capas electrónicas ganando, perdiendo o compartiendo electrones hasta adquirir la estructura electrónica de un gas noble (8 electrones en su última capa, a excepción del He). Los gases nobles tienen muy poca tendencia a formar compuestos y suelen encontrarse en la naturaleza como átomos aislados. Como hemos señalado, sus átomos, a excepción del helio, tienen 8 electrones en su último nivel (cumplen la regla del octeto). Esta configuración electrónica es extremadamente estable y a ella deben su poca reactividad. - Tipos de enlaces entre los átomos.- Prácticamente todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están formadas por átomos unidos. Los átomos se unen para adquirir una situación más estable. Las intensas fuerzas que mantienen unidos los átomos en las distintas sustancias se denominan enlaces químicos. Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de la naturaleza de los enlaces que unen sus átomos. Existen tres tipos principales de enlaces químicos: 1. Enlace iónico.- Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -grupos 1, 2 y 3-) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los grupos 16 y 17). Los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos y negativos, respectivamente. Los iones de cargas opuestas se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas se llaman enlaces iónicos. Ej.: La sal común (ClNa) PROPIEDADES GENERALES DE LOS CRISTALES IÓNICOS - Son sólidos con altos puntos de fusión y ebullición. - No conducen la corriente en estado sólido, pero sí fundidos o en disolución. - Son solubles en agua. - Son duros (difíciles de rayar), pero frágiles (se rompen con facilidad). 6

7 2. Enlace covalente.- Mantiene unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -C, O, F, Cl,...). Estos átomos tienen muchos electrones de valencia y tienen tendencia a ganar electrones para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Para que ningún átomo no metálico pierda electrones, lo que se hace es compartirlos. El enlace covalente se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. Se forman así habitualmente moléculas, como por ej. el gas cloro que está formado por moléculas, Cl2. PROPIEDADES GENERALES DE LOS CRISTALES COVALENTES - Son sólidos a temperatura ambiente. - Presentan temperaturas de fusión y de ebullición altas. - Son muy duros y no conducen el calor ni la electricidad (excepto el grafito), porque no tienen electrones libres. - No son solubles en agua ni en otros disolventes. 3. Enlace metálico (modelo de la nube o del mar de electrones).- Uniones entre metales. Los átomos ceden electrones a la red formando iones positivos y la causa de la unión es la atracción eléctrica entre los iones metálicos positivos y la nube de electrones. Por ejemplo, el Au o el Cu. PROPIEDADES GENERALES DE LOS CRISTALES METÁLICOS - Son buenos conductores del calor y de la electricidad, incluso fundidos, porque sus átomos tienen electrones libres. - Son dúctiles (pueden estirarse formando hilos) y maleables (pueden formar láminas). - Algunos metales, denominados nobles (oro, platino), no se oxidan frente al oxígeno del aire. FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA QUÍMICAS - Libro de texto- Repaso y ampliación.- La masa molecular es la suma de las masas atómicas de todos los átomos que forman la molécula. Se expresa en unidades de masa atómica (u). La composición centesimal es la masa de cada elemento que hay en 100 g del compuesto. El porcentaje se calcula a partir de la ecuación: Un mol es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 g del isótopo de carbono -12. Un mol de cualquier sustancia contiene 6,02x10 23 partículas (número de Avogadro, NA) 7