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La estructura de la materia
Lavoisier pesa los reaccionantes y a los productos y ve que la masa de ellos
dos es la misma: deduce la ley de lavoisier mreaccionantes = mproductos
1808 Hipótesis de Dalton
- La materia de los elementos esta formada por átomos, partículas
indivisibles.
- Los átomos del mismo elemento tienen la masa y los otros diferentes.
- Los átomos unidos entre si, se unen en relación de numeros enteros
sencillos, dando moléculas
1800 Pila eléctrica de Volta. Reacciones químicas que producen energía
eléctrica (dato experimental)
La electrolisis de Davy. Pasando corriente eléctrica por disoluciones
acuosas – ácidos, hidróxidos y sales – se producen reacciones químicas.
1884 la Teoría de la disociación iónica de Arhenius. Al disolver en agua
ácidos, hidróxidos o sales, se disocian en dos partes: cationes (positivos) y aniones
(negativos)
1900 El descubrimiento del protón y electrón. Poco después se descubren los
neutrones.
CARACTERÍSTICAS DE LAS PRINCIPALES PARTICULAS SUBATÓMICAS
Partícula
Electrón
Protón
neutrón
carga
masa en umas
menos que 1 uma
algo más que un uma
Algo más que un uma
pero más que el protón
La relación entre las partículas es que la masa del protón es 1837 veces
mayor que la del electrón.
-1
+1
0
El Nº Atómico (Z) indica el nº de protones que tiene el átomo, también indica
el nº de electrones.
El Nº Masico (M) indica la suma del nº de los protones y nº de los neutrones
que tiene el átomo.
Los isótopos son átomos del mismo elemento con el mismo Nº Atómico (Z) y
ligeramente distinto Nº Masico. Ello es debido a que tienen el mismo nº de p + y de e-,
y distinto nº de n.
Las semejanzas entre un átomo y su isótopo es que tienen el mismo nº de
electrones y protones, y tiene las mismas propiedades químicas y diferencias en las
propiedades físicas y en el nº de electrones.
El sistema de periodos de Mendeleiev.
Mendeleiev presento en 1869 su tabla periódica, de 63 elementos.
Criterios del Sistema de Mendeleiev:
1º Masa atómica creciente (de menor a mayor)
2º Quedan colocados en el mismo grupo, Familia o columna los elementos de
propiedades químicas semejantes.
Ley periódica: Observa que después de cada cierto nº de elementos, aparecen otros
con las mismas propiedades atómicas.
Mendeleiev, ordeno correctamente los elementos, que dejó espacios vacíos debajo
del Al y Si que correspondían al Ga y al Ge. Pero se encontraron pequeñas
anomalías en su clasificación.
En el s.XX se definió el Numero Atómico de un átomo: El nº de protones que tiene en
el núcleo.
Henry Gwynn Moseley dijo que si en vez de ordenar los elementos de masa atómica
creciente los ordenaban por nº atómico creciente desaparecían las pequeñas
anomalías de Mendeleiev.
El sistema Periódico actual:
1º Ordena los elementos por nº atómico creciente
2º Mantiene el 2º Criterio de Mendeleiev
A/ GRUPOS
Las columnas verticales (elementos de propiedades químicas similares)
- Grupos A: elementos representativos normales.
- Grupos B: elementos o metales de transición.
- Elementos de transición interna:
- Lactanidos: 14 elementos seguidos del Lantano (Z = 57)
- Actínidos: 14 elementos seguidos del Actinio (Z = 89)
B/ PERIODOS
Se llaman así a cada fila horizontal.
Los elementos se clasifican en grupos: metales, no metales, metales de
transición, metales de transición interna (lactánidos y actínidos) y por ultimo los
anfóteros (los que pueden actuar como metales y no metales)
El Método Científico
Es la manera como las Ciencias de la naturaleza, es decir, las ciencias
experimentales avances en el conocimiento científico.
1º Se parte de Hechos y datos experimentales, observables, medibles.
P.ej.: Midiendo las masas de los reaccionantes y de los productos en una reacción
química.
2º A veces, de los hechos se inducen las leyes científicas.
P.ej.: La ley de lavoisier sobre las reacciones químicas.
Entonces surgen las siguientes preguntas: ¿por qué...? ¿cómo se explica que...?
¿cómo son los elementos químicos para que...?
La respuesta suele ser:
3º Los modelos o hipótesis: que formulan los científicos son construcciones
mentales de los científicos que intentan explicar como es aquel sistema que se esta
estudiando (p.ej. los elementos químicos) para que se comporte siempre según los
datos y las leyes experimentalesLa hipótesis provocan nuevas investigaciones y nuevos hechos o datos
experimentales.
A veces, los nuevos datos experimentales invalidan la hipótesis.
Otras veces quedan completamente confirmadas con los nuevos datos
experimentales.
Pero, en muchísimos casos, los nuevos datos experimentales confirman parte
de la hipótesis y hacen de la hipótesis y hacen corregirla y mejorarla.
4º Una teoría es una hipótesis suficientemente confirmada. Pero sigue siendo
una construcción mental. Si alguna vez llega a ser un hecho experimental dejaría de
ser Teoría.
LOS MODELOS ATOMICOS
Modelo atómico de Rutherford
Rutherford para sacar su modelo atómico realizo las siguientes experiencias.
Él pone un átomo de Berilio en un recipiente con un orificio por el que saldrían las
radiaciones. Delante del se ponen unos obstáculos de plomo con un hueco en medio
para que las radiaciones vayan en línea recta y detrás, se pone una pantalla que
capta todas las radiaciones y por detrás se pone una pantalla. Rutherford eligió estas
partículas por que quería saber como estaban formados los átomos de oro. Así envió
partículas con carga para descubrir el núcleo de los átomos de oro.
Características de las partículas alfa: tienen una velocidad de 20000 km/h.
La masa de una partícula alfa es 4 veces la del protón y su carga es +2. En el núcleo
contiene 2 protones y 2 neutrones.
Los datos experimentales fueron los siguientes:
1ºLa mayoría de las partículas “alfa” atravesaban la lámina de oro sin
desviarse
2º Algunas, menos del 10%, se desviaron algo.
3º Muy pocas, menos del 1%, volvían repelidas por el mismo camino.
Modelo atómico de rutherford (postulados)
1º La mayor parte del átomo esta vacío.
2º Los protones están todos juntos en el centro del átomo (el núcleo), donde
se acumula toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo.
Eso explica el menos del 1% de las repulsiones y el menos de 10% de las
desviaciones.
3º Los electrones describen constantemente orbitas circulares alrededor del
núcleo (la corteza)
¿Por qué estaban fuera y describían...? Porque el núcleo era positivo y describían
orbitas por que así la fuerza centrífuga contrarrestaría la fuerza de atracción del
núcleo y se mantendría en la orbita.
Dificultades del Modelo atómico de Rutherford
Un buen modelo o hipótesis provoca nuevas preguntas e investigaciones.
Se obtuvieron nuevos datos experimentales que el Modelo era insuficiente para
explicarlos. Los problemas son:
1º Una dificultad teórica procedente de los físicos electromagnéticos.
2º Una dificultad practica procedente de los datos experimentales sobre las
rayas espectrales de los gases
1º Dificultad teórica:
Si el electrón giraba en orbitas circulares alrededor del núcleo, era una carga
eléctrica sometida a un movimiento acelerado (puesto que la velocidad esta en
constante cambio de dirección y sentido) y por tanto debería emitir energía. Al emitir
energía, pierde velocidad y al perder velocidad pierde fuerza centrífuga. Y como la
atracción del núcleo es cada vez mayor y la fuerza del electrón cada vez menor. El
electrón describiría un movimiento en espiral y cada vez mas cerca del núcleo
terminaría cayendo en él y siendo “engullido” por este.
2º Las rayas espectrales de los gases:
Los sólidos emiten luz blanca compuesta de 7 colores, los 7 del arco – iris.
La luz blanca se puede descomponer con un prisma óptico. Hay muchas radiaciones
con distinta energía y se reparten en las siguientes luces (las luces del arco – iris)
formando lo que se dice un “espectro continuo de bandas”.
Los espectros producidos por la luz emitida por los gases. Si a un gas se le
comunica energía, ese gas emite una luz propia de el. Es lo que ocurre en los
anuncios luminosos. A diferencia de lo que ocurre con los sólidos, la luz emitida por
un gas esta muy pocos colores. Esa luz, sometida a un espectroscopio, da un
espectro de unas cuantas rayas, de energías y colores diferenciados, siempre los
mismos para el mismo gas y distintos de los otros gases. Las rayas espectrales de
los gases son propias y características de cada gas.
Modelo atómico de Bohr (postulados)
1º El átomo tiene dos partes, un núcleo que alberga todos los protones y
una corteza con los electrones girando en orbitas circulares alrededor del núcleo.
2º los electrones solo pueden girar en determinadas orbitas alrededor del
núcleo, orbitas de radios perfectamente definidos en cada átomo.
3º Cada orbita representa un nivel de energía, así que un electrón que gira
en ella, tiene la energía que corresponde a esa orbita.
Un electrón que esta girando en su orbita no emite energía al espacio.
Si a un átomo se le comunica energía, sus electrones absorben energía y suben a
orbitas circulares (el átomo esta “excitado” y anteriormente se dice que estaba en su
“estado fundamental”)
Los electrones de os átomos excitados tienden a volver a su estado fundamental.
Cuando un electrón baja de una orbita superior a otra inferior, emite une energía
igual a la diferencia entre ambas orbitas.
Descripción de la estructura o configuración electrónica de los átomos según
el modelo de capas electrónicas
- Para Bohr, capa = orbita = energía
- Borh introdujo el numero quántico principal n = 1, 2, 3, 4... que indica el nº de
orbita o de nivel de energía.
- El numero máximo de electrones por nivel de energía o orbita = 2n 2
p.ej. 1º orbita n = 1  2  12 = 2 e- Los radios de las orbitas van creciendo, siendo la diferencia entre ellos cada
vez mayor (las distancias entre ellos cada vez son mayores)
Pero en cambio, las energías de las orbitas van creciendo, pero cada vez
menos (las energías crecen pero no se aprecia tanto)
- Hallar la configuración o la estructura electrónica de un átomo sabiendo su
numero atómico (Z) es distribuir sus electrones indicando cuantos hay en cada
orbita o nivel y de que clase son.
Relación entre el sistema periódico y la configuración electrónica de un átomo
- El nº de periodo de un átomo me indica cual es su ultima orbita o nivel de energía
en su estado fundamental.
p.ej. K nº de periodo 4, el ultimo nivel de energía del potasio es el 4º
- El nº de grupo de los elementos representativos (IA, IIA...) me indica el nº de
electrones del ultimo nivel.
p.ej. K en el ultimo nivel (4º), tiene 1 eP en el último nivel (5º), tiene 5 e- Se llama electrón diferencial, al electrón que se añade al pasar de un elemento al
siguiente. Dicho de otra forma, al ultimo e- de un átomo.
- Principio de la mínima energía. Mientras es posible, los electrones se sitúan en
los niveles de menor energía.
- Símbolo o Notación de los electrones en la configuración electrónica.
n  nº cuantico principal

x
ns s  tipo de e  x  nº de e 
p.ej. 3s1 = 1 e- tipo s en el 3º nivel
4p5 = 5 e- tipo p en el 4º nivel
EL ENLACE QUÍMICO
Es un dato experimental que los atomos se unen entre si. La fuerza que mantiene
unidos a los atomos se llaman “enlace químico”
¿Por qué se unen? Las pistas que fueron teniendo los químicos:
Todos los atomos del mismo grupo tenian las mismas valencias y propiedades
químicas semejantes. Pronto cayeron en la cuenta que eso se debia a que todos
ellos tenian el mismo nº de e- en el ultimo nivel.
P.ej. Be, Mg, Ca,... Ultimo nivel ns2/ Valencia +2
Los gases nobles prácticamente no se combinan con ningun otro elemento.
Eso nos hace pernsar que su configuración es estable.
Los químicos llegaron a la conclusión de que los atomos se unen para adquirir
una configuración mas estable que es la configuración de gas noble.
P.ej. Na
1s22s22p63s1
Pierde con facilidad ese e- y pasa a tener la
configuracion electronica del Ne.
Decimos que el sodio pierde 1e- para estabilizarse, y su valencia es +1.
Se llaman electrones de valencia de un atomo a los electrones del ultimo
nivel.
DIAGRAMAS DE LEWIS
Consiste en representar un atomo por medio de su símbolo rodeado por los
electrones del ultimo nivel, que pueden ser representados con aspas, puntos,...
P.ej. en vez de conf. electrónica.....
;
;
El modelo del enlace ionico (kössel, 1916)
Los químicos trataron de explicar como y porque se producían las uniones
entre atomos. El primer modelo generalmente aceptado fue el de kössel.
Afirmaciones, postulados:
1º Explica como se unen los atomos de un metal y de un no metal.
2º El metal pierde el/los e- para adquirir una conf. electrónica de gas noble y se
convierte en CATION. El no metal coge eso (s) e- para adquirir una conf. electrónica
de gas noble y se convierte en ANION.
3º La fuerza del enlace ionico (la union entre ellos) se debe a la fuerza de
atracción entre la carga + del cation y la carga – del anion.
P.ej. representa mediante diagramas de lewis el enlace ionico del cloruro sodico.
antes
despues

Electrovalencia
Na  1
Cl -  1
El modelo del enlace covalente (lewis, 1923)
Con el modelo del enlace ionico solo podiamos explicar como se unian los
metales con los no metales, pero existen mucnos compuestos ñeque se unen los
metales entre si.
P.ej. Existe el cloro , sabian que era Cl2, Cl-Cl, pero esa union Cl-Cl no se podia
explicar con el modelo del enlace ionico. Entonces para expliocara las uniones entre
dos no metales, lewis introdujo el modelo del enlace covalente.
1º El enlace covalente se produce entre dos no metales.
2º Los dos atomos no metalicos comparten un par de e- procedentes uno de
cada atomo. Ese par de e- se mueven alrededor de los núcleos de ambos y asi
adquieren la conf. de gas noble.
En diagramas de lewis
Los dos e- comunes se mueven alrededor de los dos núcleos.
3º La fuerza del enlace covalente se debe a la fuerza de atracción electrica entre
las cargas + de los 2 nucleos y el par comun de e-.
Por medio del enlace covalente, al unirse los atomos se forman moléculas.
Covalencia: La covalencia de un atomo es igual al nº de enlaces covalentes que
forma.
P.ej. la covalencia del Cl en Cl2 (Cl-Cl) Cov Cl = 1
El par comun de e- del enlace covalente se suele representar tambien por un trazo o
guion.
Ejemplos: el enlace covalente del H2S:
= H-S-H
Covalencia
S2
H1
Enlaces covalentes dobles
1º Enlace simple = un par de e- compartidos.
2º Enlace doble = dos pares de e- compartidos.
3º Enlace triple = tres pares de e- compartidos.
Enlaces del carbono: