IES LEOPOLDO QUEIPO. DEPARTAMENTO FÍSICA Y QUÍMICA 4ºESO. Tema 2 : El átomo y sus uniones

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1 Tema 2 : El átomo y sus uniones Esquema de trabajo: 1.- El átomo. A. Partículas subatómicas. B. Número atómico y número másico C. Estructura interna del átomo: clásica y actual. 2.- Organización de los elementos químicos: Tabla periódica 3.- Uniones entre átomos: el enlace químico. A. Enlace iónico. Sólidos iónicos B. Enlace covalente. Sólidos covalentes C. Enlace metálico. Sólidos metálicos 1. El átomo: El átomo es la partícula material más pequeña que sirve para identificar un elemento químico. Sin embargo, no es la partícula material más pequeña que existe. Así podemos encontrar: Electrón (Thomson 1897): partícula subatómica de carga eléctrica negativa y masa despreciable. (e-) Protón (Rutherford 1919): partícula eléctrica positiva cuya masa es 1800 veces superior a la del electrón (p+) Neutrón (Chadwick 1932): partícula subatómica sin carga eléctrica y masa semejante a la del protón. (n) A día de hoy, se conocen más de cien partículas subatómicas. Los átomos de los elementos químicos quedan identificados por el número de partículas subatómicas, así podemos definir: Número atómico (Z): representa el número de protones de un átomo. Número másico (A) : representa el número de protones más neutrones de un átomo A Z elemento 7 3 Li Dos átomos con un mismo Z pertenecen a un mismo elemento químico. Sin embargo dos átomos de un mismo elemento químico pueden diferir perfectamente en su número másico, ya que tendrán distinto número de neutrones. A estos átomos se les conoce con el nombre de ISÓTOPOS. Por ejemplo: 1

2 Vemos en la figura tres isótopos del carbono Los átomos pueden ganar o perder electrones dando lugar a iones. Un ión es un átomo con carga eléctrica como consecuencia de haber ganado o perdido electrones. Si el átomo pierde electrones se carga positivamente y el ión que resulta, se llama Catión y adquirirá tanta carga positiva como electrones pierda Si por el contrario, el átomo gana electrones, se cargará negativamente y el ión que se forma recibe el nombre de Anión y adquirirá tanta carga negativa como electrones gane. Por ejemplo: Ca 2e - Ca 2+ Catión S + 2e - S 2- Anión A continuación ordenaremos en el átomo las diferentes partículas subatómicas Desde un punto de vista clásico: (Rutherford, Bohr, Sommerfield) Rutherford localizó en el átomo dos zonas : Núcleo y Corteza. Al núcleo le dio un radio de m y a la corteza uno de m. Trabajos posteriores llegaron a la siguiente conclusión: Núcleo: Se localizan protones y neutrones. Corteza: Se localizan los electrones que describen orbitas elípticas alrededor del núcleo. La corteza, a su vez, se divide en capas, y en cada capa cabe un número determinado de electrones según la fórmula: Nº de e - por capa = 2 n 2. Modelo clásico del átomo En el núcleo se disponen 11 protones y 12 neutrones En la corteza, 11 electrones ordenados por capas Na 2

3 Desde un punto de vista actual: la estructura interna del átomo sigue las siguientes pautas: Existe una zona central llamada núcleo donde residen protones y neutrones. En la corteza desaparecen las capas, que son sustituidas por el concepto de nivel de energía, donde los electrones dejan de dar vueltas elipticas alrededor del núcleo, para localizarse dentro de unas zonas de o regiones llamadas orbitales. Así podemos definir orbital como aquella zona del átomo donde existe la mayor probabilidad de encontrar un electrón. De tal manera que el átomo quedaría representado por una nube electrónica alrededor del núcleo Modelo atómico actual, donde se observa el núcleo atómico en la parte central rodeado de la nube electrónica Son todos los orbitales iguales? Atendiendo a su geometría podemos distinguir 4 tipos de orbitales: s, p, d, f Orbital s: es de simetría esférica. Hay un solo tipo. Puede acoger 2 electrones Orbital p: presenta simetría lobular, hay tres tipos: Px, Py y Pz, cada uno de ellos puede acoger 2 electrones. Así se alojarán hasta un máximo de 6 electrones en los orbitales p Orbital d: presenta simetría lobular, hay cinco tipos, cada uno de ellos puede acoger 2 electrones. Por lo tanto podremos alojar un máximo de 10 electrones en los orbitales d dxy dx 2 -y 2 dz 2 3

4 dyz dxz Orbital f: presenta simetría lobular, hay siete tipos, cada uno de ellos puede acoger 2 electrones. Le corresponde un máximo de 14 electrones. Cómo se disponen los electrones en los orbitales? Llamamos configuración electrónica a la forma en la se colocan los electrones en los distintos orbitales de un átomo. Los electrones se instalaran en los orbitales siguiendo un orden creciente de energía: 4

5 Por ejemplo: realizamos la configuración electrónica del átomo : 40 20Ca Z = electrones 1s 2, 2s 2,2p 6, 3s 2,3p 6, 4s Organización de los elementos químicos: Tabla periódica Los elementos químicos se encuentran ordenados en orden creciente de número atómico, disponiéndose en 18 grupos o columnas y 7 periodos o filas. Los elementos encuadrados dentro de un mismo grupo presentan propiedades químicas semejantes. los grupos se nombran con números del 1 al 18, o bien, mediante números romanos y las letras A o B. Los periodos mediante números del 1 al 7. Los elementos que están en el último grupo del sistema periódico se denominan gases nobles o gases inertes (son gases en condiciones ambientales). Estos elementos no reaccionan con otros, por eso se llaman «nobles». Los elementos que están a la izquierda y en el centro se llaman metales y prácticamente todos son sólidos en condiciones ambientales (salvo el mercurio, que es líquido). Los que están entre los metales y los gases nobles se denominan no metales, y pueden encontrarse en los tres estados: sólido (yodo), líquido (bromo) y gaseoso (oxígeno). Los elementos que hay junto a la línea gruesa, que separa los metales y los no metales, se llaman semimetales, ya que presentan propiedades intermedias entre las metálicas y las no metálicas. Los elementos que están en la parte inferior de la tabla se llaman elementos de transición interna, y se denominan lantánidos y actínidos. Un «problema» sin solución, aunque no tiene especial relevancia, es la posición del hidrógeno (H). Hay químicos que lo consideran dentro del grupo 1, metales alcalinos. Otros dicen que podría situarse en el grupo 17, con los halógenos. Por último, hay quienes no lo incluyen en ningún grupo. 5

6 3.- Uniones entre átomos: el enlace químico. Los responsables de la formación de un enlace químico son los electrones, los enlaces químicos se forman para que los átomos que intervienen en el enlace completen su capa de valencia, de tal manera que adquieren una disposición más estable que la inicial. Según como tengan lugar las uniones de los átomos podemos distinguir los siguientes tipos de enlace: Enlace iónico Tiene lugar cuando existe un intercambio de electrones entre los átomos enlazantes, ya que se enfrentan un átomo que necesita aceptar electrones para completar su capa de valencia y un átomo que necesita ceder electrones. Como consecuencia de ello, se forman un anión y un catión, produciéndose una atracción electrostática que provoca el enlace. Por ejemplo: 7 Li F Li 1s 2, 2s 1 Li + F 1s 2, 2s 2,2p 5 F - 2s 1e - Enlace iónico 2p Los elementos que tienden a perder electrones para completar su última capa reciben el nombre de metales. Los elementos que tienden a aceptar electrones para completar su capa de valencia reciben el nombre de no metales. Los semimetales son aquellos elementos que presentan un comportamiento intermedio. Según esto, el enlace iónico resulta de enfrentar un elemento metálico con un elemento no metálico. Los compuestos iónicos se caracterizan por: Son sólidos a temperatura ambiente Aspecto cristalino Solubles en agua Conducen electricidad al estar fundidos o disueltos. 6

7 En el enlace iónico carece de sentido hablar de moléculas ya que los iones formados se disponen en una red tridimensional. Esta estructura goza de una gran estabilidad Enlace covalente Se produce cuando los átomos enlazantes comparten electrones. Al no haber intercambio de electrones, en el enlace covalente no se producen iones. Por ejemplo: H Cl 17 Cl 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6 H 1s 1 Comparten un par de electrones. Enlace covalente simple Tenemos la formación de la molécula H-Cl 17 8O 16 8O O 1s 2, 2s 2, 2p 4 O 1s 2, 2s 2, 2p 4 Comparten dos pares de electrones. Enlace covalente doble Tenemos la formación de la molécula O = O 7

8 N 7 N N 1s 2, 2s 2, 2p 3 N 1s 2, 2s 2, 2p 3 Comparten tres pares de electrones. Enlace covalente triple Tenemos la formación de la molécula de De esta manera podemos explicar fácilmente la formación de cualquier molécula como H 2 O etc. El enlace covalente puede entenderse como la unión entre dos átomos de elementos no metálicos. Polaridad del enlace covalente: cuando el enlace covalente está formado por dos átomos de un mismo elemento químico, los electrones compartidos se encuentran a una misma distancia de los átomos enlazantes, decimos que el enlace covalente es apolar. Si el enlace covalente está formado por átomos de distintos elementos químicos, los electrones compartidos se encuentran más cerca del átomo menos metálico, hablamos entonces, de un enlace covalente polar Las sustancias covalentes se caracterízan porque: No conducen electricidad Si es covalente polar es soluble en agua Si es covalente apolar no es soluble en agua y si en disolventes apolares como el tetracloruro de carbono 8

9 Enlace metálico Se forma entre átomos de un mismo elemento metálico. Los átomos liberan los electrones de la capa de valencia formando los correspondientes cationes. Los cationes se ordenan en el espacio dando lugar a una red tridimensional y los electrones liberados se sitúan entre los cationes, en los huecos de la red para dar estabilidad a la misma, formando una nube electrónica que evita las repulsiones entre los cationes. Veamos el ejemplo del sodio: Na 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 1 Catión Nube De e - Modelo del enlace metálico Red de cationes estabilizadas por e - Los metales se caracterizan por ser buenos conductores de electricidad y calor. Son dúctiles ( se estiran en forma de hilos), maleables ( se pueden laminar), forman aleaciones y tienen un brillo característico 9

10 Ejercicios Fe De los siguientes átomos : determina: A. Número atómico y número másico B. Número de electrones, protones y neutrones. C. Representación del átomo de acuerdo con el modelo clásico. D. Configuración electrónica. 2.- Halla la configuración electrónica de los átomos de los siguientes elementos: P, Be, Ne, Na, Zn, Cs. 3.- Qué diferencia observas entre la configuración electrónica del O y del O 2-.? 4.- Determina el tipo de ión que puede dar el Mg (Z= 12) 5.- Explica el tipo de enlace que puede formarse entre: A. Na y F B. Cl y O 6.- De los siguientes elementos señala quien tiene carácter metálico: Ca, Cl, N y Li 7.- Explica la formación de los siguientes compuestos: Br 2 O y PCl Explica la diferencia que observas entre el enlace de la molécula F 2 y el de la molécula HF 9.- Es lo mismo un enlace covalente doble que dos enlaces covalentes simples? 10.- Qué diferencias observas entre los metales y los sólidos iónicos? En que se parecen? 11.- Un elemento X tiene 7 electrones en la capa de valencia y se combina con un elemento Y que tiene 2 electrones en su capa de valencia para dar lugar a un compuesto iónico. cuál es su fórmula: YX, YX 2, YX 3? 12.- Razona si las siguientes afirmaciones son falsas o verdaderas: K A. La unión entre dos átomos de cloro es mediante un enlace covalente simple polar B. En una molécula de oxígeno hay dos uniones covalentes simples apolares C. Los electrones compartidos están situado a la misma distancia entre dos átomos distintos 13- Qué compuesto se formará entre los siguientes elementos? A. Al y Cl B. S y Zn C. K y O 10