LOS ÁTOMOS Y SUS

ENLACES

Los átomos y sus enlaces 2

Demócrito (460-370 a.c.) es considerado el fundador de la escuela atomista

Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.

Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible".

Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.

Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.

1. INTRODUCCIÓN

Los átomos y sus enlaces 3

2. LOS MÓDELOS ATÓMICOS

AÑO

CIENTÍFICO DESCUBRIMIENTOS EXPERIMENTALES

MODELO ATÓMICO

1808 DALTON (1766-1844) Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química.

La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables,iguales entre sí en cada elemento químico.

1897 THOMSON (1856-1940)

Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.

De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.

1911 RUTHERFORD (1871-1937)

Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. Bombardearon una delgada lámina de oro con rayos alfa (partículas con carga positiva emitidas por sustancias radiactivas). Observaron que algunas partículas salían desviadas o incluso rebotadas

El átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza.El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda la carga positiva (partículas llamadas protones) y, prácticamente, toda la masa del átomo. Esta carga positiva del núcleo, en la experiencia de la lámina de oro, es la responsable de la desviación de las partículas alfa (también con carga positiva).La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las dimensiones del núcleo. Eso explica que la mayor parte de las partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin desviarse. Aquí se encuentran los electrones con masa muy pequeña y carga negativa. Como en un diminuto sistema solar, los electrones giran alrededor del núcleo, igual que los planetas alrededor del Sol. Los electrones están ligados al núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo contrario. Experimentos posteriores permitieron comprobar que en los núcleos había otras partículas sin carga eléctrica llamadas neutrones.

1913 BOHR (1885-1962) Cuando se comunica energía a los átomos de un elemento en estado gaseoso, estos emiten luz. Dicha emisión procede de movimientos de electrones en la corteza, por lo tanto, estudiando la luz emitida se puede deducir la disposición de los electrones en la corteza.

Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos

Los átomos y sus enlaces 4

Puede decirse que la química nace como ciencia a finales del siglo XVIII y principios del XIX, con la formulación por Lavoisier, Proust y el propio Dalton, tras la experimentación de numerosos procesos químicos, de las llamadas leyes clásicas de la química:

1. En el siglo XVIII, Lavoisier, considerado el padre de la química moderna, estableció la ley de la conservación de la masa, formulada en su libro "Elementos químicos" (1789). En ella se dice que En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos”

2. La ley de la composición definida o constante. Esta ley, establecida en 1801 por el químico Joseph Proust, nos dice que un compuesto contiene siempre los mismos elementos en la misma proporción de masas. O expresada de otra manera, cuando dos elementos se combinan para dar un determinado compuesto lo hacen siempre en la misma relación de masas.

3. La ley de las proporciones múltiples. Formulada por Dalton, se aplica a dos elementos que forman más de un compuesto: Establece que cuando un elemento se combina con otro para dar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se unen a una masa fija del otro están en relación de números enteros y sencillos".

3. LEYES CLÁSICAS DE LA QUÍMICA

4. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia las cuales han servido de base a la química moderna. Los principios fundamentales de esta teoría son:

1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos.

2. Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades. Todos los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas. Los átomos de elementos distintos tienen propiedades diferentes.

3. Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más elementos en proporciones fijas y sencillas. De modo que en un compuesto los átomos de cada tipo están en una relación de números enteros o fracciones sencillas.

4. En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una a otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento.

En 1913 Bohr publicó una explicación teórica para el espectro atómico del hidrógeno.

Bohr establece tres postulados:

1. Los electrones giran en torno al núcleo en órbitas circulares de energía fija. Los electrones solo pueden girar en ciertas órbitas de radios determinados. Estas órbitas son estacionarias, en ellas el electrón no emite energía

2. El electrón solo puede tomar así los valores de energía correspondientes a esas órbitas. A las órbitas también se les llama niveles de energía, designados con la letra n = 1, 2, 3, 4…

3. Los saltos de los electrones desde niveles de mayor energía a otros de menor energía o viceversa suponen, respectivamente, una emisión o una absorción de luz.

5. MODELO ATÓMICO DE BOHR

6. NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO

SÍMBOLO

REPRESENTA…

NÚMERO ATÓMICO

Z El número de protones que hay en el núcleo. Coincide con el nº de electrones.

NÚMERO MÁSICO A La suma del número de protones y de neutrones que hay el núcleo

( ZXA)Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico.

Electrón-1e0

Protón 1p1

Neutrón0n1

PULSA PARA CONSTRUIR ÁTOMOS

7. AMPLIACIÓN DEL MODELO ATÓMICO DE BOHR: SOMMERFELD.

El modelo atómico de Bohr no explicaba correctamente átomos polielectrónicos (el de hidrógeno tiene un solo electrón). Sommerfeld propone una ampliación

del modelo atómico de Bohr.

Sommerfeld propone que cada nivel de energía estaba subdividido en subniveles de energía

NIVEL (n) 1 2 3 4

Subniveles1s 2s 2p 3s

3p

3d 4s 4p4d

4f

Electrones por subnivel 2 2 6 2 6 10 2 6

10

14

Dentro de cada nivel , la energía de los subniveles crece en la secuencia

s…p…d…f

ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS

8. SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS

Mendeleiev (1834-1907) presentó una tabla periódica en la que clasificaba a los elementos según sus masas atómicas crecientes. Al hacerlo aparecían ordenados en la vertical elementos de propiedades químicas semejantes. En 1911 Moseley propuso ordenar los elementos por su número atómico (Z) creciente. Werner y Paneth propusieron en 1952 el sistema periódico actual.

9. BLOQUES DEL SISTEMA PERIÓDICO

Cada bloque coincide con el subnivel energético que va siendo ocupado por los electrones

• Los elementos situados en la misma fila forman un período.• Los elementos de propiedades químicas parecidas se

colocan en un grupo o columna. Tienen todos el mismo número de electrones en su última capa, se llaman electrones de valencia y determinan el comportamiento químico del elemento.

• En los elementos s y d el número de electrones de la capa de valencia (la más externa) coincide con el número del grupo.

• En los elementos p el número de electrones de la capa de valencia se obtiene restando 10 al número del grupo.

9. EL ENLACE QUÍMICO

• Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad. Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión.

• La tendencia normal de los átomos es unirse a otros para formar agrupaciones estables, exceptuando a los gases nobles.

• Los enlaces químicos son los responsables de que se mantengan unidos lo átomos, iones o moléculas en las distintas formas de agrupaciones posibles. La energía desprendida en el proceso se llama energía de enlace y equivale a la energía necesaria para separar los átomos unidos.

• Los átomos de los elementos cumplen la regla del octeto: al enlazarse ganan, pierden o comparten electrones para adquirir la configuración electrónica de gas noble correspondiente, ocho electrones en su capa de valencia)

13

Intramoleculares:Iónico.Covalente.

Intermoleculares:Fuerzas de Van de WaalsEnlaces de hidrógeno.

Metálico.

10. TIPOS DE ENLACES

AGRUPACIONES DE ÁTOMOS

MOLÉCULAS: Agrupaciones de un nº fijo, generalmente pequeños, de átomos. Si los átomos son iguales constituyen un elemento, si distintos, un compuesto.

CRISTALES: Agrupaciones de un nº variable y muy grande de átomos o iones que forman sólidos, cuyas partículas presentan una ordenación regular.

10. TIPOS DE ENLACE

Estas agrupaciones pueden ser:

REDES CRISTALINAS DE IONES (enlace iónico)

REDES CRISTALINAS DE ÁTOMOS (SiO2) (enlace covalente o metálico)

10 TIPOS DE ENLACE

MOLÉCULAS (enlace covalente)

Moléculas de elementos (átomos iguales)

Moléculas de compuestos (CO2) (átomos distintos)

10. TIPOS DE ENLACE

REDES MOLECULARES (Fuerzas intermoleculares)

Moléculas de compuestos (H2 O)

Moléculas de elementos (I2)

10. TIPOS DE ENLACES

11. COMPUESTOS IÓNICOS. EL ENLACE IÓNICO

• Cuando los átomos de un elemento adquieren una cierta carga negativa o positiva, según ganen o cedan electrones, decimos que estos se ionizan y a estas reacciones se les llama de ionización.

• El enlace iónico lo forman iones positivos procedentes de un metal e iones negativos procedentes de un no metal, que se atraen eléctricamente. Los átomos metálicos le ceden electrones a los no metálicos.

• Son compuestos iónicos las sales binarias ( CuBr2) (NaI) ( Al2S3 ), los óxidos metálicos ( Al2O3 ) (Co O) ( UO2 ), los hidruros metálicos (CuH2) (NiH2 ) (Ag H)

11. COMPUESTOS IÓNICOS. EL ENLACE IÓNICO

FORMACIÓN DE UN COMPUESTO IÓNICO, NaCl, sal común

1. El sodio es el elemento metálico y el cloro el no metálico. Cada átomo de sodio le cede un electrón a un átomo de cloro, convirtiéndose los dos en iones que tienen la configuración de gas noble.

2. Este proceso tiene lugar en muchos átomos de sodio y cloro. Los iones formados se colocan ordenadamente constituyendo una red cristalina de iones. Estos se unen mediante fuerzas electrostáticas.

3. Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible. Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio.

4. El número de iones de un signo que rodea al ión de signo contrario se denomina índice de coordinación de la red. Cada ión Na+ está rodeado por 6 iones Cl- y viceversa. Su coordinación es (6, 6)

11.COMPUESTOS IÓNICOS. EL ENLACE IÓNICO

PROPIEDADES

Sólidos a temperatura ambiente, su temperatura de fusión es elevada, normalmente por encima de 400 ºC. Es debido a que para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable por la gran cantidad de uniones electrostáticas entre iones de distinto signo. Puntos de ebullición altos.

Solubles en agua; el cristal se deshace y los iones quedan libres en el agua. Las moléculas de agua presentan una separación de cargas y constituyen un dipolo eléctrico que interacciona con los iones arrancándolos de la red cristalina. Este proceso se denomina disociación iónica:

NaCl (s) + H2O Na+ (aq) + Cl- (aq)

Disueltos en agua o fundidos, conducen la electricidad debido a la movilidad de los iones en estas circunstancias. No son conductores en estado sólido ya que los iones ocupan posiciones fijas en la red.

Son bastante duros porque el enlace es fuerte. Pero son frágiles ya que pequeñas dislocaciones pueden provocar fuertes repulsiones entre iones iguales.

COMPUESTOS COVALENTES. EL ENLACE COVALENTE

SUSTANCIAS COVALENTES

COVALENTES MOLECULARES COVALENTES ATÓMICAS

• Es un grupo muy abundante y variado. Incluye muchos sólidos y casi todos los líquidos y gases. Sus átomos se agrupan formando moléculas.

• Es un grupo reducido de sustancias sólidas formadas por átomos que se ordenan constituyendo una red cristalina.

El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones.

• La inmensa mayoría de las sustancias, entre ellas las más importantes para la vida, están formadas por agrupaciones de átomos no metálicos unidos entre si y con el hidrógeno.

• Los átomos adquieren la estructura estable de los gases nobles a base de compartir electrones para formar un par de enlace. Cada átomo de ocho electrones en su última capa, excepto el hidrógeno que se rodea de dos. Cada par de electrones compartidos constituye un enlace.

COMPUESTOS COVALENTES. EL ENLACE COVALENTE

LOS DIAGRAMAS DE LEWIS

1. Para representar un átomo se escribe el símbolo del elemento rodeado por tantos puntos como electrones de valencia posee

2. Para representar una molécula se colocan los electrones de enlace entre los átomos que lo forman

3. Algunos átomos pueden formar dos o más enlaces covalentes, según el nº de electrones que necesiten para formar el octeto.

4. Se puede utilizar un guión en vez de dos puntos.

ESTRUCTURAS DE LEWIS ANIMADAS

COMPUESTOS COVALENTES. EL ENLACE COVALENTE

ENLACE COVALENTE SIMPLE: H2

• Cada átomo proporciona un electrón para formar la molécula.• Cada hidrógeno dispone de dos electrones, la configuración más estable para el

primer nivel, el del gas noble helio.• El enlace estará formado por un par de electrones compartidos.

COMPUESTOS COVALENTES. EL ENLACE COVALENTE

ENLACE COVALENTE SIMPLE: HCl

• El Cl comparte un electrón y adquiere la estructura del neon

COMPUESTOS COVALENTES. EL ENLACE COVALENTE

ENLACE COVALENTE DOBLE: O2

• En la molécula de oxígeno cada átomo proporciona dos electrones de los seis de los que dispone en su nivel más externo.

• De esta forma cada oxígeno tiene cuatro electrones y dispone de cuatro compartidos, lo que le da un total de ocho electrones en la capa de valencia.

• El enlace lo forman dos pares de electrones.

COMPUESTOS COVALENTES. EL ENLACE COVALENTE

ENLACE COVALENTE TRIPLE: N3

• En la molécula de nitrógeno, cada átomo de nitrógeno proporciona tres electrones de los cinco de que dispone en su nivel más externo.

• Cada nitrógeno dispone de dos electrones y dispone de seis compartidos. Por lo tanto tiene ocho electrones en la capa de valencia

• El enlace está formado tres pares de electrones.

COMPUESTOS COVALENTES. EL ENLACE COVALENTE

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES MOLECULARES

• Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos de cada molécula (intramoleculares) son muy fuertes en comparación con las que se dan entre moléculas vecinas (intermoleculares). Por ello a temperatura ordinaria la mayoría son gases (O2,O3, N2, H2, NH3)

• En algunos casos las fuerzas intermoleculares dan lugar a sólidos de bajo punto de fusión (yodo)

• Su temperatura de fusión es baja, inferior a 350 ºC• La mayoría es insoluble en agua, pero se disuelven en disolventes

orgánicos.• Todos los gases y la mayoría de los líquidos pertenecen a este

grupo de sustancias.• En estado puro no conducen la electricidad.• Ejemplos: H2O, azufre (S8), amoníaco, BH3 (borano), SiH4 (silano),

PH3 (fosfina)

COMPUESTOS COVALENTES. EL ENLACE COVALENTE

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES ATÓMICAS

• Cuando el enlace covalente se extiende en las tres direcciones del espacio se forman estructuras cristalinas (cristales)de gran cantidad de átomos

• Su temperatura de fusión es muy elevada.• Son insolubles en casi todos los disolventes.• Son sólidos muy duros• No conducen la electricidad, excepto el grafito

(C)• Ejemplos: Diamante (C), cuarzo (SiO2)