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IES LEOPOLDO QUEIPO.
DEPARTAMENTO FÍSICA Y QUÍMICA
4ºESO
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
7
3
elemento
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:
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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
2S + 2e  S
2+
Catión
Anión
A continuación ordenaremos en el átomo las diferentes partículas subatómicas
Desde un punto de vista clásico: (Rutherford, Bohr, Sommerfield)
-14
Rutherford localizó en el átomo dos zonas : Núcleo y Corteza. Al núcleo le dio un radio de 10
-12
m y a la corteza uno de 10 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:
-
2
Nº de e por capa = 2 n .
23
Modelo clásico del átomo 11 Na
En el núcleo se disponen 11
protones y 12 neutrones
En la corteza, 11 electrones
ordenados por capas
2
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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
2
2
dx -y
3
dz
2
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dyz
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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:
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Por ejemplo: realizamos la configuración electrónica del átomo :
40
20
Ca
2
2
6
2
6
Z = 20  20 electrones 1s , 2s ,2p , 3s ,3p , 4s
2
2.- 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.
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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
3
Li
19
9
F
2s
1e-
Li  1s2, 2s1
Li
F  1s2, 2s2,2p5
F-
+
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.
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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:
2
1
H
35
17
Cl
Comparten
un par de
electrones.
Enlace
covalente
simple
Cl  1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6
H  1s1
Tenemos la formación de la molécula H-Cl
17
8
O
16
8
O
Comparten
dos pares de
electrones.
Enlace
covalente
doble
O  1s2, 2s2, 2p4
O  1s2, 2s2, 2p4
Tenemos la formación de la molécula O = O
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14
7
N
15
7
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N
Comparten
tres pares de
electrones.
Enlace
covalente
triple
N  1s2, 2s2, 2p3
N  1s2, 2s2, 2p3
Tenemos la formación de la molécula de
De esta manera podemos explicar fácilmente la formación de cualquier molécula como H 2O
…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
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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  1s2, 2s2, 2p6, 3s1
Catión
Nube
De eModelo 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
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Ejercicios
1.- De los siguientes átomos :
A.
B.
C.
D.
55
26
Fe
39
19
K
determina:
Número atómico y número másico
Número de electrones, protones y neutrones.
Representación del átomo de acuerdo con el modelo clásico.
Configuración electrónica .
2.- Halla la configuración electrónica de los átomos de los siguientes elementos: P, Be, Ne, Na,
Zn, Cs.
2-
3.- ¿ Qué diferencia observas entre la configuración electrónica del O y del O .?
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:
Br2O y PCl3
8.- Explica la diferencia que observas entre el enlace de la molécula F2 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, YX2, YX3 ?
12.- Razona si las siguientes afirmaciones son falsas o verdaderas:
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
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