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Tema 2-teoria para aplicar práctica
Estructura de un átomo
**Los átomos están formados por: electrones (carga negativa), protones (carga positiva) y
neutrones (sin carga). El nucleo está formado por neutrones y protones, y los electrones giran
alrededor del nucleo, en una zona llamada corteza del átomo.
*Numero atómico (Z) -es el numero de protones que hay en el nucleo de un átomo.
*Numero másico (A) -es la suma de protones y del número de neutrones (N).
A=Z+N
*Isotopo-son los átomos con igual número atómico y distinto numero másico.
*Átomo neutro-es aquel átomo el cual su numero másico y numero atómico es igual.
*Iones-son los elementos que el número de electrones puede ser inferior o superior al número
de protones, por lo que en conjunto puede ser positiva o negativa.
**El número que acompaña a los simbolos representa el número de electrones por exceso o
por defecto que tiene ese sistema.
Distribución de los electrones en la corteza
**Los electrones no están en reposo sino en movimiento y girando alrededor de los protones y
neutrones. La energía de un electrón reside en la energía potencial y cinética eléctrica. Cuando
en un átomo los electrones tienen la menor energía posible se dice que está en su estado
fundamental. Si a un átomo se le da energía y la capta, lo que ocurre es que esa energía la
ganan algunos de sus electrones. Se dice entonces que es átomo esta excitado.
La energía de los electrones esta cuantizada
**Los valores de energía que pueden tener el electrón en el átomo en su estado fundamental,
se identifica con un numero entero (1-7) que llamamos nivel (n) de energía, y dentro de cada
nivel, con una letra minúscula (s, p, d y f) que llamamos subnivel. La energía de un electrón es
mayor cuando más alejado del nucleo se encuentre. Para recordarlo se utiliza la regla de
Moeller.
Número máximo de electrones por subnivel
Subnivel
Nº de
electrones
s
p
2
6
d
10
f
14
DCA
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*Configuración electrónica –es lo que nos muestra la distribución por subniveles de energía de
los electrones de ese átomo.
Diagrama de Moeller
Relación entre la tabla periódica y la estructura atómica
**El número de orden que le corresponde a cada elemento en la tabla periódica, si contamos
de izquierda a derecha y arriba abajo, coincide con el número atómico del átomo. También
existe una relación entre la distribución de los electrones en los subíndices energéticos y la
posición del elemento correspondiente en la tabla periódica.
**Los elementos que pertenecen a la misma familia o grupo de la tabla periódica tienen el
mismo número de electrones en los niveles y subniveles mas externos, los de mayor energía.
**En el caso de los elementos representativos el numero de electrones en el ultimo nivel
coincide con el digito que representa las unidades del numero del gripo.
**Los átomos de elementos situados en un mismo periodo de la tabla periódica tienen
electrones en el mismo número de niveles energéticos.
La regla del octeto
**Todos los átomos son más estables cuando tienen ocho electrones en su última capa.
Podemos utilizar esta regla para predecir cuantos electrones ganara, perderá o compartirá un
átomo cuando interacciones con otro átomo.
La teoría del enlace explica las propiedades de las sustancias
Una clasificación de las sustancias basada en la conductividad eléctrica
**Podemos clasificar las sustancias según su comportamiento cuando pasa la corriente
eléctrica a través de ellas. Podemos hacer tres grandes grupos:
· Metales-son sustancias que conducen la corriente eléctrica en cualquier estado de
agregación: cobre, plata, etc.
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· Electrolito-son sustancias que no conducen la corriente eléctrica cuando se encuentren en
estado sólido, pero si lo hacen cuando se encuentran disueltas o fundidas: cloruro de sodio,
yoduro de potasio, etc.
· No electrolitos-son sustancias que no conducen la corriente eléctrica ni solido, ni liquido, ni
en estado gaseoso, ni cuando están disueltas: dioxigeno, azufre, etc.
El enlace: unión entre átomos
Enlace metálico
**El enlace metálico ocurre en los metales, estos sueltan los electrones de su última capa para
quedarse en 8 electrones en su última capa, los electrones sueltos forman una nube de
electrones.
*Enlace metálico-es un tipo de enlace que su estructura es una red cristalina formada por
cationes y electrones. Permite la conductividad en todo el estado (solido y líquido). Este tipo
de enlace ocurre en los átomos metálicos. Por ejemplo: hierro, cobre, sodio, mercurio,
aluminio; bronce, latón y acero.
Enlace iónico
**El enlace iónico ocurre en los electrolitos, los cuales están formados por iones en la que los
iones positivos y negativos se rodean mutuamente.
*Enlace iónico-es un tipo de enlace que su estructura es una red cristalina formada por
cationes y aniones. Permite la conductividad en disolución, en estado sólido no conducen. Este
tipo de enlace ocurre en los metales con no metales. Por ejemplo: cloruro de sodio, nitrato de
sodio, trióxido de dihierro, sulfato de cobre (III), carbonato de calcio, cloruro de amoniaco,
fosfato de calcio, hidróxido de sodio.
Enlace covalente
**El enlace covalente ocurre en los no electrolitos, los átomos comparten los electrones y por
tanto no hay ninguno suelto, y por tanto no hay iones. Los electrones están localizados.
*Enlace covalente-es un tipo de enlace que su estructura está formada por moléculas
individuales formada por átomos que comparten pares de electrones. No permiten la
conductividad ni en solido ni en liquido. Este tipo de enlace ocurre en los no metales con no
metales. Por ejemplo: dihidrogeno, dioxigeno, dicloro, dióxido de carbono, metano, propano,
glucosa y sacarosa.
Óxidos
*Nomenclatura sistemática-se nombra escribiendo la palabra óxidos precedido de un prefijo
(di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-,…) que indica el numero de átomos de oxigeno que hay en el
compuesto seguido de la preposición de y del nombre del elemento que acompaña al oxigeno
precedido también de su correspondiente prefijo.
Ej.: P2O5- pentaoxido de difosforo.
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*Nomenclatura de stock-la palabra oxido va seguida de la preposición de y del nombre del
elemento que se combina con el oxido; entre paréntesis, en números romanos, se indica la
valencia del elemento que acompaña al oxigeno entre el caso que tenga varios.
Ej.: P2O5- oxido de fosforo (V)
*Formulación:
1) Se escribe siempre en primer lugar el símbolo de otro elemento y a continuación el
símbolo del oxigeno.
2) Se intercambian las respectivas valencias, colocándolas en forma de subíndices en los
símbolos de los elementos. El subíndice del oxigeno seria la valencia del elemento, y el de este,
la valencia con la que actúa el oxigeno.
3) Si se puede se simplifica las valencias para ello, hay que dividir.
Ej.: oxido de magnesio- Mg2 O2-Mg O
Hidrogeno
COMBINACION CON UN ELEMENTO METAL
1) Se escribe primero el símbolo del elemento metálico y luego el hidrogeno.
2) Se intercambian las valencias, es decir, se colocando como subíndice del hidrogeno la
valencia del metal, y en este, la del hidrogeno.
*Nomenclatura sistemática-los hidruros se nombran por la palabra genérica hidruro, seguida
de la preposición de y del nombre del metal correspondiente. El numero de átomos de
hidrogeno se indica mediante los prefijos numerales (di-, tri-, tetra-,…).
Ej.: KH-hidruro de potasio
*Nomenclatura de stock-se nombran con el termino de hidruro seguido de la preposición de y
del nombre del metal, con la valencia en números romanos y entre paréntesis si tiene más de
una.
Ej.: KH-hidruro de potasio
COMBINACION CON UN ELEMENTO NO METAL (grupo 16 y 17)
*Formulación:
1) Se escribe el símbolo del hidrogeno y a continuación, el del no metal.
2) Se intercambian las valencias, que se colocan como subíndices.
*Nomenclatura sistemática-los haluros de hidrogeno se nombran añadiendo el sufijo –uro al
no metal.
Ej.: HF-Fluoruro de hidrogeno
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*Nomenclatura tradicional- en disolución acuosa, los compuestos de hidrogeno con los
elementos de los grupos 16 y 17 y dan disoluciones acida y reciben el nombre de ácidos
hidrácidos.
COMBINACION CON UN ELEMENTO NO METAL (grupos 13, 14 y 15)
*Formulación-se escribe primero el símbolo del elemento y a continuación el del hidrogeno.
**Se nombran según la nomenclatura sistemática aunque la IUPAC admite también el nombre
común.
Nomenclatura sistemática y tradicional de los elementos no metales (grupos 13, 14 y 15)
· B H3-Trihidruro de boro/ Borano
· N H3-Trihidruro de nitrógeno/Amoniaco
· P H3-trihidruro de fosforo/ Fosfina
· As H3-Trihidruro de arsénico/Arsina
· Sb H3-Trihidruro de antimonio/Estibina
· C H4- Tetrahidruro de carbono/Metano
· Si H4-tetrahidruro de silicio/Silano
Sales binarias
*Formulación-el símbolo del metal se escribe en primer lugar seguido del no metal:
1) Se intercambian las valencias, colocándolas en forma de subíndices en los símbolos de los
elementos.
2) Si se puede, se simplifican los subíndices.
*Nomenclatura sistemática-se añaden al nombre del no metal los prefijos, para indicar el
numero de átomos de cada elemento y el sufijo –uro. Los símbolos de los elementos que
intervienen en las combinaciones binarias entre no metales se colocan de izquierda a derecha
según la siguiente ordenación de la IUPAC:
B, Si, c, Sb, As, P, N, Te, Se, S, I, Br, Cl, F.
Estos compuestos se nombran añadiendo la terminación –uro del elemento cuyo símbolo está
colocado a la derecha en la formula.
*Nomenclatura de stock-se añaden la terminación –uro al elemento no metal situado a la
derecha de la formula mas el nombre del metal (o no metal) situado a la izquierda y la valencia
en números romanos si este tiene más de una.
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Hidróxidos
*Formulación-se formula poniendo primero el catión (elemento metálico) y luego el anión
hidróxido (OH) y se intercambian las valencias.
*Nomenclatura sistemática-se indica con los prefijos, el número de hidróxido y se escribe a
continuación, el nombre del metal.
*Nomenclatura de stock-se nombra con la palabra hidróxido, seguida del nombre del metal
indicando en número romanos y entre paréntesis el valor de la valencia si tiene más de una.
Peróxidos
**El oxigeno ya lleva el 2 indiferentemente del otro número.
Ej.: Na2 O2-diosigeno de disodio/peróxido de sodio
Ca2 (O2)2-Ca O2
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