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IES ICHASAGUA
Dpto. de Física y Química
3º ESO
Apuntes: ESTRUCTURA MICROSCÓPICA DE LA MATERIA
1. MODELOS ATÓMICOS
1.1. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
1.2. MODELO ATÓMICO DE THOMSON
1.3. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
1.4. MODELOS ATÓMICOS MODERNOS
Hoy en día se admite que el átomo se corresponde a un modelo compuesto de
un núcleo y de una corteza. En el núcleo se encuentran dos tipos de partículas
fundamentales: los protones y los neutrones. Mientras que en la corteza del átomo se
encuentran los electrones colocados en diferentes niveles de energía.
Además el tamaño del núcleo es casi diez mil veces más pequeño que la
totalidad del átomo. Esto nos hace pensar que la mayor parte del átomo es espacio
vacío.
Los protones tienen una masa de 1,67·10-27 kilogramos y una carga eléctrica positiva
de 1,6·10-19 coulombios.
Los neutrones tienen una masa ligeramente superior a los protones y no tienen carga
eléctrica.
Los electrones tienen una masa de 9,11·10-31 kilogramos y una carga eléctrica negativa
de -1,6·10-19 coulombios.
Con esto podemos sacar varias conclusiones:
 Al ser el átomo eléctricamente neutro, el número de
protones y de electrones que hay en dicho átomo es el
mismo.
 Todos los electrones son iguales entre sí
independientemente del átomo en el que se encuentren.
Lo mismo sucede con las otras dos partículas
fundamentales.
 La masa de los electrones es casi despreciable frente a
la de las otras dos partículas fundamentales, protones y
neutrones. Por lo que casi toda la masa de un átomo se
encuentra concentrada en su núcleo.
Número atómico (Z): Es el número de protones que hay en el núcleo de un átomo. Este
número identifica únicamente a un solo elemento. Es decir que si dos átomos tienen el
mismo número atómico (mismo número de protones en el núcleo), estamos hablando de
dos átomos del mismo elemento químico.
Un átomo de un elemento X se representará zA X. Como ejemplos podemos ver:
612 C
3580 Br
92238 U
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Número másico (A): Es el número de protones más neutrones que hay en el núcleo de un
átomo.
Isótopos: son dos átomos de un mismo elemento con igual número atómico pero distinto
número másico (sólo se diferencian en el número de protones).
1.2- CORTEZA ELECTRÓNICA
Los electrones se encuentran con mayor probabilidad en unas regiones del
espacio alrededor del núcleo, a dichas regiones se les llama orbital atómico. En realidad
es más correcto hablar de una nube electrónica que de un electrón en sí. En cada orbital
sólo pueden caber 2 electrones como máximo.
Estos orbitales se encuentran distribuidos en
diferentes niveles de energía. Según la forma que
tengan estos orbitales podemos hablar de orbitales
s, p, d, o f .
En el orbital s caben 2 electrones. En el p caben 6,
en el d 10 y en el f 14
El orden en que los electrones van ocupando los
orbitales atómicos se puede seguir según el
diagrama adjunto (diagrama de Möller).
Configuración electrónica
A como que dan distribuidos los electrones en los
diferentes niveles y orbitales atómicos se le
denomina configuración electrónica.
La importancia de la configuración
electrónica es mayor de la que parece a simple
vista. Todos los elementos de una misma familia tienen el mismo final de configuración
electrónica (tienen los mismos electrones en su última capa). Este simple hecho hace que
todos los elementos de una misma familia tengan las mismas propiedades fisicoquímicas.
Llamamos electrones de valencia a los electrones que hay en los orbitales s y p de
el último nivel energético ocupado. Estos electrones de valencia van a ser fundamentales
para ver que posibilidades de enlace tiene cada elemento.
Así, los gases nobles tienen 8 electrones de valencia, y esto les da una gran estabilidad
energética y reactiva.
Como ejemplo vemos como sería la configuración electrónica de algunos elementos:
6C : 1s22s22p2
19K: 1s22s22p63s23p64s1
35Br:
1s22s22p63s23p64s23d104p5
18Ar:
1s22s22p63s23p5
El diagrama de Lewis es una forma de expresar los electrones disponibles de un átomo
para formar enlaces con otros átomos. Como ejemplo tenemos:
•
•C•
K•
•
•
•• Br ••
••
••Ar••
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••
••
2.2. Iones
Cuando un átomo pierde o gana electrones, queda cargado eléctricamente al
estar descompensados su número de protones y su número de electrones.
Catión: Es un átomo de carga positiva ya que éste ha perdido 1 ó más electrones.
Anión: Es un átomo de carga negativa ya que éste ha ganado 1 ó más electrones.
La carga total con la que quedan estos iones se representa como un superíndice
donde se recoge tanto el signo de la carga del ión como el número de electrones que ha
ganado o perdido dicho electrón. Como ejemplos tenemos:
Ca+2
Ión calcio
Cl- Ión cloro
Cr+3 Ión cromo (III)
Así los metales tienen tendencia a desprenderse de sus electrones más externos
para adquirir la configuración del gas noble más próximo en la tabla periódica, y al
hacerlo los átomos metálicos se convierten en cationes. Por su parte, los átomos no
metálicos captarán electrones y formarán aniones.
1.5. PARTÍCULAS FUNDAMENTALES
1.6. ISÓTOPOS
1.7. NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO
2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
2.1. CORTEZA ELECTRÓNICA, ORBITALES Y NIVELES DE ENERGÍA
2.2. IONES
3. CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS
3.- TABLA PERIÓDICA
Los elementos de la tabla periódica se pueden dividir en primera aproximación
en dos grandes grupos atendiendo a sus propiedades físicas y a su aspecto.
Metales:
 Brillo característico
 Opacos
 Son dúctiles y maleables
 conductores del calor y de la electricidad en general son sólidos a
temperatura ambiente.
No Metales:
 No poseen brillo
 Conducen mal la electricidad y el calor
 A temperatura ambiente se presentan en los 3 estados de agregación
 Tienen puntos de fusión y ebullición bajos
Los 114 elementos conocidos se distribuyen en la tabla periódica actual en
períodos (filas) y en grupos (columnas). En el mismo período están los elementos con el
mismo número de capas electrónicas y cuyas propiedades varían de forma progresiva,
mientras que los elementos que tienen el mismo número de electrones en la última capa y
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que, por tanto, presentan propiedades similares se disponen en la misma columna. En la
tabla periódica hay 7 períodos y 18 grupos.
Regularidades en los períodos:
 La masa atómica aumenta de izquierda a derecha (salvo alguna
excepción)
 Los puntos de fusión y ebullición se elevan hasta la mitad del período
para luego descender.
 Las propiedades metálicas se acentúan en la zona derecha y se aminoran
en la izquierda.
Regularidades en los grupos:



La masa atómica aumenta al descender en un grupo
Los puntos de fusión y ebullición varían ligeramente a medida que se
desciende en un grupo.
Las propiedades metálicas se acentúan a medida que se desciende en el
grupo.
La propia tabla periódica debe su estructura a la configuración electrónica,
como se muestra en el esquema siguiente:
3.1. METALES, NO METALES Y GASES NOBLES
3.2. PERÍODOS Y FAMILIAS
4. EL ENLACE QUÍMICO
Los elementos de la familia de los gases nobles (o inertes) tienen todos una configuración
de 8 electrones en su última capa (2 s y 6 p). Este hecho les da una estabilidad mayor y
adquieren por tanto un estado de mínima energía.
Los átomos de los metales y de los no metales quieren adquirir la configuración
electrónica del gas noble más próximo ya que con ello adquirirá un estado de mínima
energía y por lo tanto, conseguirá una mayor estabilidad. Todo esto se concreta en lo
que llamamos regla del octeto.
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Así, los átomos tienden a unirse entre sí para formar compuestos químicos de
propiedades definidas y distintas a la de los elementos que lo componen y además, en
su nueva configuración son más estables que si se encontraran como átomos por
separado.
Por tanto se puede definir el enlace químico como:
La fuerza de atracción que mantiene unido a los átomos en las distintas
agrupaciones atómicas.
El enlace químico dará lugar a la formación de diferentes compuestos, y según sean las
características de los elementos participantes. Para saber qué tipo de enlace se da
entre dos elementos se define la electronegatividad.
La electronegatividad es la tendencia de un elemento a captar electrones para
completar su última capa.
Además, dentro de un período la electronegatividad aumenta a medida que se avanza
en un período. Y dentro de un grupo, los elementos más electronegativos son los de
menor número atómico. Y a medida que se baja en un grupo la electronegatividad
disminuye.
Los metales son en general poco electronegativos y los no metales son electronegativos,
siendo el Flúor el elemento más electronegativo de todos. Los gases nobles no tienen
electronegatividad alguna.
4.1. Enlace covalente
En aquellos compuestos formados por dos no metales (CO2, CCl4, PCl5, SO, etc.) los
átomos participantes necesitan captar electrones para completar su última capa, por lo
que en este tipo de compuestos se da la compartición de un par o pares de electrones.
Cada átomo contribuye con un electrón, y éstos dejan de ocupar un orbital atómico y
pasan a ocupar un orbital molecular formado a partir de la superposición de los
orbitales atómicos, en el que ambos núcleos puedan contar a ambos electrones como
suyos. Como ejemplo vemos una molécula de agua, en la que se observan dos enlaces
covalentes:
O
H
H
Las fuerzas que mantiene formado el enlace covalente son débiles, por lo que lo más
normal es que los compuestos covalentes estén formados por moléculas gaseosas. Sólo
en algunos casos muy concretos (cuarzo, diamante, …) el compuesto covalente es sólido
y forma una red cristalina covalente muy compacta.
En resumen podemos decir que el enlace covalente se da entre dos no metales y se
basa en la compartición de pares de electrones entre los átomos que se enlazan
4.2. Enlace iónico
Aquellos compuestos formados por átomos de metales y no metales (NaCl, Fe2S3, SnO,
etc,), los átomos metálicos son capaces de desprenderse de sus electrones de valencia
para que sean captados por los átomos no metálicos, así unos pasarán a ser cationes y
otros aniones. Ambos serán pues iones con distinta carga neta, lo que permitirá el enlace
entre ambos átomos debido a las fuerzas de atracción electrostática entre los iones.
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Para que se produzca el paso de el/los electrones del metal al no metal es necesario
que ambos átomos estén a la distancia de enlace. Si están demasiado lejos, el electrón no
podrá pasar de un átomo a otro; y si están demasiado cerca, las repulsiones
electrostáticas entre ambos núcleos no harán viable el enlace.
Las fuerzas que hacen posible este enlace se extienden a lo largo de todas las
direcciones del espacio, por lo que cada catión se verá rodeado de aniones y viceversa.
Esto hace que no se formen moléculas aisladas sino una red cristalina tridimensional muy
rígida. Esta red es la causante de la mayoría de las propiedades de estos compuestos.
En resumen podemos decir que el enlace iónico se da entre un metal y un no metal, y es
debido a la unión de dos iones de cargas opuestas como consecuencia de su mutua
atracción electrostática.
4.3. Enlace metálico
Cuando los átomos que se enlazan son todos metálicos, todos los átomos contribuirán a
formar un mar de electrones libres. Estos electrones serán libres de moverse alrededor de
un empaquetado de cationes. Así podemos entender el enlace metálico como una
compartición de muchísimos electrones.
La dureza, ductibilidad y maleabilidad que presentan los metales se deben a
que el empaquetamiento de cationes conforma una red cristalina metálica que permite
explicar todas las propiedades de estos compuestos.
En resumen podemos decir que el enlace metálico se da entre metales, donde los
átomos formarán con sus electrones de valencia un gas o mar de electrones libres. Las
fuerzas que mantienen estable el empaquetamiento de cationes son de origen
electrostático.
4.4. Propiedades de los compuestos
En el siguiente cuadro se detallan las propiedades físicas de los compuestos originados
por los tres tipos de enlace
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5.1. ENLACE IÓNICO
5.2. ENLACE COVALENTE
5.3. ENLACE METÁLICO
6. MASA ATÓMICA Y MASA MOLECULAR
6.1. MASA RELATIVA. UNIDAD DE MASA ATÓMICA
6.2. MASA MOLECULAR
6.3. COMPOSICIÓN CENTESIMAL
⃗⃗⃗⃗⃗
𝒗𝒎 =
Ejemplo:
⃗ −𝒓
⃗⃗⃗⃗𝟎
𝒓
𝒕− 𝒕𝟎
¿Cómo pasar de km/h a m/s?
El vector de posición es el vector que une el origen de coordenadas con el punto
de posición del cuerpo. Se mide en metros en el S.I.
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Un coche va a 120 Km/h cuando el conductor ve un obstáculo a 90 metros de
distancia, si el tiempo de reacción del conductor es de 0,15 segundos, averiguar si
logrará detenerse antes de llegar al obstáculo o si chocará con él. Pista: Durante los
0,15 segundos el coche sigue con MRU.
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