Bloque 2. La materia.
El átomo.
Los átomos son la unidad básica de toda la materia. Todos los elementos químicos de la tabla periódica están compuestos por átomos con exactamente la misma estructura y a su vez, éstos se componen de tres tipos de partículas, como los protones, los neutrones y los electrones.
En el núcleo del átomo se encuentran los protones y los neutrones, que tienen un peso mucho mayor que el de los electrones. Los electrones se ubican en una especie de órbita alrededor del núcleo. Los protones y los neutrones tienen casi que la misma masa (1 unidad de masa atómica) y, dentro de cada átomo neutro, existe siempre la misma cantidad de protones y electrones.
Número atómico: Es el número de protones que hay en el núcleo.
Número másico: Es la suma del número de protones y de neutrones que hay en el núcleo. Asimismo, es la masa que tiene el átomo en unidades de masa atómica (u)
Isótopos: Dos átomos son isótopos cuando tienen el mismo número de protones pero distinto número de neutrones.
Corteza electrónica de un átomo: Es la capa exterior del átomo, donde se encuentran ubicados los electrones. Es un lugar complejo dividido en distintos niveles y subniveles.
Configuración electrónica de un átomo: Es la manera en la que los electrones se colocan en la corteza electrónica.
I on: Es un átomo cargado eléctricamente. Un ion se forma cuando el número de electrones es distinto al numero de protones. Puede haber iones positivos (+) y negativos (-). Los iones positivos tienen defecto de electrones y los iones negativos exceso.
La corteza electrónica. Orbitales atómicos. Configuración electrónica.
La corteza electrónica de un átomo no es una simple cáscara, como la de un huevo, que cubre el núcleo. Mas bien es como una cebolla, que cubre su centro con capas concéntricas cada vez más grandes. Estas capas se llaman niveles.
Cada nivel se divide a su vez en distintos subniveles. Cada nivel tiene tantos subniveles como indique su número de orden. Así, la primera capa tiene un subnivel. La segunda capa dos subniveles, la tercera capa tres... y así sucesivamente.
A su vez, cada subnivel está dividido en orbitales. Un orbital es una zona del espacio donde podemos encontrar a un electrón con un 99% de probabilidad. En cada orbital caben dos electrones.
Hay muchos tipos de orbitales, pero los principales son cuatro: orbitales s, orbitales p, orbitales d y orbitales f.
Orbitales s: tienen simetría esférica alrededor del núcleo. Encontramos orbitales s desde el nivel n=1 en adelante.
Orbitales p: La forma geométrica de los orbitales p es la de dos esferas achatadas hacia el punto de contacto (el núcleo atómico) y orientadas según los ejes de coordenadas. Encontramos orbitales p desde el nivel n=2 en adelante
Orbitales d: Son orbitales lobulados de formas más diversas que los p. Encontramos orbitales d desde el nivel n=3 en adelante.
Orbitales f, g, h…. Encontramos orbitales f desde el nivel n=4 en adelante.
Estos orbitales son de formas muy variadas y, en cualquier caso, fuera del ámbito de la física y química de secundaria.
Cuando vemos una imagen todos los orbitales alrededor del núcleo del átomo, nos queda una imagen parecida a esta. El conjunto de orbitales se llama nube electrónica. En cada uno de estos orbitales podemos situar dos electrones.
Para terminar de hacer más compleja esta realidad, la distancia entre los distintos niveles del átomo se va haciendo menos conforme vamos subiendo de nivel, de tal manera que a partir del nivel 3 hay algunos orbitales del 4 que se entrecruzan con ellos y que serán ocupados por electrones de manera preferente. Esta realidad tan compleja se resuelve con un sencillo esquema que se denomina diagrama de llenado o diagrama de Moeller
La configuración electrónica en la corteza de un átomo es la distribución de sus electrones en sus distintos niveles y orbitales. Los electrones se van situando en los orbitales de los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente hasta completarlos.
La capa más externa de un átomo se llama capa de valencia y es la responsable de las propiedades químicas de ese elemento.
Problema 1.- Calcula el número de protones, neutrones y electrones que tienen las siguientes especies químicas: F, Na, Se-2, Al+3, I-, Hg+2.
La tabla periódica.
La Tabla Periódica, tal como la entendemos hoy, es un reflejo del orden de llenado de los orbitales al ir haciendo la configuración electrónica de los elementos. En ella están escritos los elementos en orden
creciente de su número atómico, Z, y situados en el mismo grupo aquellos que tienen la misma configuración electrónica en su capa de valencia.
En ella, se llaman períodos a las filas y grupos a las columnas. En los períodos, los elementos tienen el mismo valor de n en la capa de valencia y en los grupos la misma configuración electrónica con valores crecientes de n. Hay siete períodos, numerados del 1 al 7 y dieciocho grupos, nombrados del 1 al 18.
En la tabla periódica se pueden distinguir cuatro bloques, s, p, d y f, en los que se llenan esos mismos orbitales.
- Bloque ns: Está formado por los elementos que llenan los orbitales s, correspondientes al valor más alto de n. Está formado por los grupos 1 y 2.
- Bloque np: Se sitúan en él los elementos que llenan los orbitales np, siendo n el de valor más alto. Está formado por los grupos 13 al 18.
- Bloque (n-1)d: Está formado por los elementos que llenan los orbitales d del nivel (n-1). Forman este bloque los grupos 3 al 12.
- Bloque (n-2) f: Lo componen los elementos que llenan los orbitales (n-2) f y está formado por los Lantánidos y Actínidos.
En el grupo 18, se completa la llamada configuración de gas noble que, salvo para el He que tiene 1s2, para los demás es ns2 np6. Por ello, para los períodos siguientes, se pueden escribir las configuraciones
electrónicas resumiendo la del gas noble anterior y añadiendo los electrones situados en nuevos orbitales. Como ejemplo, el Mn se puede escribir como 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 o bien como [ Ar] 3d5 4s2.
Problema 3.- La configuración electrónica de la capa de valencia de un elemento A es 3s2p5. a) ¿Cuál es el número atómico y el símbolo de X?
b) ¿A qué grupo y periodo pertenece ese elemento?
c) Razone si el elemento X posee electrones desapareados.
Problema 4.- La configuración electrónica del ion X3− es 1s22s22p63s23p6. a) ¿Cuál es el número atómico y el símbolo de X?
b) ¿A qué grupo y periodo pertenece ese elemento?
Problema 5.- La configuración electrónica del ion X3+ es 1s22s22p63s23p6. a) ¿Cuál es el número atómico y el símbolo de X?
b) ¿A qué grupo y periodo pertenece ese elemento?
c) Razone si posee electrones desapareados el elemento X.
Problema 6.- Para un átomo de número atómico Z = 50 y número másico A = 126:
a) Indique el número de protones, neutrones y electrones que posee. b) Escriba su configuración electrónica.
c) Indique el grupo y el periodo al que pertenece el elemento correspondiente.
Problema 7.- El número de electrones de los elementos A, B, C, D y E es 2, 9, 11, 12 y 13, respectivamente. Indique, razonando la respuesta, cuál de ellos:
a) Corresponde a un gas noble. b) Es un metal alcalino.
Problema 8.- Escriba la configuración electrónica de los iones Mg2+ (Z=12) y S2- (Z=16).
Problema 9.- a) Escriba la configuración electrónica de los elementos A, B y C, cuyos números atómicos son 33, 35 y 37, respectivamente.
b) Indique el grupo y el periodo al que pertenecen.
ENLACE. NÚMERO DE OXIDACIÓN.
Regla del octeto
Casi todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están formadas por átomos unidos. Las fuerzas que mantienen unidos los átomos en las distintas sustancias se denominan enlaces químicos.
Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados. Esta situación suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a 8, estructura que coincide con la de los elementos del grupo 18 o gases nobles. Los gases nobles no forman compuestos y suelen encontrarse en la naturaleza como átomos aislados.
Los átomos se unen para formar enlaces porque así consiguen que su último nivel tenga 8 electrones, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases nobles. Este principio recibe el nombre de regla del octeto.
2.- El enlace covalente.
El enlace covalente se produce cuando se combinan entre sí dos átomos de elementos no metálicos. Los no metales necesitan ganar electrones para alcanzar la configuración de gas noble y el único modo de hacerlo, entre ellos, es compartiendo electrones; es decir: El enlace covalente se da entre átomos que comparten electrones. Estos electrones son atraídos por los núcleos de los dos átomos.
Si dos átomos de no metal se aproximan, ambos intentarán arrebatar al otro electrones para completar su capa de valencia con ocho electrones. Como ninguno tiene tendencia a soltar electrones, los compartirán. Se ha formado un enlace covalente.
El par de electrones compartidos se representa por una raya entre los átomos:
En el enlace covalente los átomos se unen dos a dos, compartiendo dos, cuatro o seis electrones y recibiendo el nombre de enlace simple, enlace doble o enlace triple. Cuanto mayor sea el número de electrones
compartidos, mayor será la fortaleza del enlace.
En el enlace covalente, aunque los átomos se unen unos a otros con fuerza, no ocurre lo mismo con las moléculas, que apenas si se unen entre sí; por lo que se pueden separar con facilidad. Así que los compuestos formados por enlace covalente serán blandos y su punto de fusión y ebullición será bajo. La mayoría serán gases a temperatura ambiente.
Propiedades de las sustancias moleculares con enlace covalente:
Estado físico gaseoso, aunque pueden existir como sólido o líquidos. No son buenos conductores de la electricidad ni del calor.
Son moléculas verdaderas. Tienen baja solubilidad en agua. Actividad química media.
Ejemplo : El cloro (Cl2)
Sólidos covalentes o redes covalentes
En los sólidos covalentes no se forman moléculas. Los enlaces covalentes permiten asociaciones de grandes e indeterminadadas cantidades de átomos iguales o diferentes. Cuando esto ocurre, no se puede hablar de moléculas, sino de redes cristales covalentes. La fórmula de las redes covalentes es, simplemente, una fórmula empírica que nos indica la proporción de átomos de distinto tipo en la red.
Propiedades de los sólidos covalentes:
Algunas son similares a las de las sustancias moleculares
• No conducen el calor ni la electricidad.
• Son insolubles en agua.
A diferencia de las sustancias moleculares:
• Presentan temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. Son sólidos a temperatura ambiente.
• Son muy duros (resistencia a ser rayado).
3.- El enlace iónico
El enlace iónico se produce cuando se combinan un metal y un no metal. El metal alcanza la configuración electrónica de gas noble perdiendo electrones (convirtiéndose en catión). El no metal gana electrones (convirtiéndose en un anión). Es decir:
Enlace simple.
Cada átomo comparte 1 electrón Cada átomo comparte 2 electronesEnlace doble C=C.
Enlace triple C≡C.
El enlace iónico se da entre iones de distinto signo, ya que las cargas de distinto signo se atraen.
En un compuesto iónico, la fórmula sólo nos indica la proporción en la que se encuentran los átomos. En el enlace iónico no se forman moléculas aisladas. Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos.
Propiedades de los compuestos iónicos.
No forman moléculas, sino redes cristalinas tridimensionales.
Tienen elevados puntos de fusión y ebullición. Son sólidos a temperatura ambiente.
Son duros (alta resistencia a ser rayados), pero quebradizos (frágiles). En estado sólido no conducen la corriente eléctrica, pero sí la conducen fundidos o en disolución.
La mayoría son solubles en disolventes polares, como el agua, pero son insolubles en disolventes apolares
(aceite, gasolina).
Ejemplos de compuestos iónicos: Ácidos, sales, óxidos de metales, hidróxidos.
5.- El enlace metálico
El enlace metálico se produce cuando se combinan metales entre sí. Los átomos de los metales necesitan ceder electrones para alcanzar la configuración de un gas noble. En este caso, los metales pierden los electrones de valencia y se forma una nube de electrones entre los núcleos positivos.
El enlace metálico se debe a la atracción entre los electrones de valencia de todos los átomos y los cationes que se forman.
Este enlace se presenta en el oro, la plata, el aluminio, etc. Los electrones tienen movilidad; por eso, los metales son buenos conductores de la electricidad. La nube de electrones actúa como "pegamento" entre los cationes. Por esta razón casi todos los metales son sólidos a temperatura ambiente.
Propiedades de los compuestos metálicos.
Sólidos a temperatura ambiente (excepciones: Hg, Ga, líquidos). Puntos de fusión y ebullición altos, en general.
Buenos conductores del calor y la corriente eléctrica. Poseen un brillo característico (brillo metálico). Poseen una elevada densidad.
Dúctiles (se pueden moldear como hilos finos) y maleables (moldeables como láminas delgadas). Los metales sólidos tienen dureza variable, y gran tenacidad (resistencia a la fractura al ser golpeados).
TABLA-RESUMEN DE LAS PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS SEGÚN SU ENLACE
Sustancias iónicas Sustancias covalentes Metales
Estructura Red cristalina iónica formada por iones positivos y negativos.
Moléculas. Red cristalina atómica formada por átomos.
Red cristalina metálica formada por iones positivos.
Estado de agregación Sólidas. Liquidas o gaseosas. Sólidas Sólidos, excepto el mercurio.
Punto de fusión Elevado. Bajo. Muy elevado. Elevado, aunque varia
mucho de unos metales a otros.
Solubilidad Solubles en agua. Generalmente. insolubles en agua y solubles en otros disolventes.
Insolubles en casi todos
Conductividad Conducen la corriente eléctrica en disolución o fundidas.
corriente eléctrica. corriente eléctrica. de la electricidad.
Ejemplos Cloruro de sodio,
bromuro de potasio.
Agua, amoniaco Sílice. Diamante. Cobre. Hierro.
Ejercicio 10.- Dibuja la estructura de Lewis de los siguientes elementos, e indica qué tendencia presentan a ganar o perder electrones. O , F , P, Mg, Fr, Ca, Ne, S, H, Ar.
Ejercicio 11.- Según la teoría del octeto de Lewis, explica qué tipo de enlace formarían los siguientes elementos al combinarse. Deduce la fórmula del compuesto resultante y dibuja su diagrama de Lewis. a) O y O b) H y O c) Na y Cl d) Cs y S e) P y Cl f) C y H g) C y O h) Al y O i) N y H.
Ejercicio 12.- Haz los diagramas de Lewis de las siguientes moléculas covalentes, indicando su nombre: CO2, H2O, HCl, CH4, NH3, BCl3.
Ejercicio 13.- Razone las siguientes cuestiones:
a) ¿Por qué el Ne y el Ar no forman moléculas diatómicas: Ne2 y Ar2? b) ¿Por qué el C forma normalmente cuatro enlaces covalentes?
c) ¿Por qué las sustancias iónicas conducen la corriente eléctrica cuando están disueltas?
d) Los revestimientos de los hornos de alta temperatura se fabrican a menudo con componentes como MgO o Al2O3 ¿Por qué se emplean materiales de ese tipo?
e) Los átomos de cobre son dúctiles y maleables ¿verdadero o falso?
f) ¿Cuál o cuáles de las siguientes sustancias se disolverá bien en agua? NaCl, CCl4, SiO2, Al, N2 g) ¿Por qué es estable la unión de dos átomos mediante enlace covalente?
h) ¿Por qué los compuestos iónicos son, en general, frágiles?
i) ¿Por qué decimos que los elementos no metálicos tienen valencia iónica negativa? l) ¿Por qué los metales son buenos conductores del calor y la corriente eléctrica? n) ¿qué tipo de enlace une entre sí a las moléculas de HCl?
Índice o número de oxidación.
El índice de oxidación de un elemento químico es el número de electrones en exceso o en defecto de un átomo del elemento respecto a su estado neutro. Puede ser positivo, si hay defecto de electrones o
negativo si hay exceso; por ejemplo:
En el caso de un enlace iónico, el número de oxidación hace referencia al número de electrones que cede el metal o al número de electrones que acepta el no metal. Por ello, los índices de oxidación de los metales son positivos y los de los no metales negativos.
En el caso de un enlace covalente, el número de oxidación hacer referencia al número de electrones compartidos por ese átomo. Dicho número será positivo o negativo dependiendo de si “tira” con más o menos fuerza de los electrones compartidos (electronegatividad).
Electronegatividad: Avidez de un átomo por los electrones compartidos en un enlace covalente. Los átomos más electronegativos son F, O, Cl, N
El número de oxidación hace referencia al número de electrones que un átomo cede (+), acepta (-) o comparte (+ ó -, dependiendo de la electronegatividad de los átomos que comparten electrones) cuando
Valencia: La valencia es el número de oxidación prescindiendo del signo. Hace referencia la capacidad de combinación de un átomo. Las valencias de los distintos elementos que debes memorizar se encuentran en la tabla periódica.
Reglas para asignar el número de oxidación.
Para determinar el índice de oxidación de un elemento combinado con otro:
1.- Si el enlace es iónico, el índice de oxidación coincide con el número de electrones que ha ganado o perdido en la cesión de electrones que ha tenido lugar en el enlace con el signo correspondiente (positivo si pierde y negativo si gana).
2.- Si el enlace es covalente, coincide con el número de electrones que está compartiendo ese elemento, siempre en valor absoluto.
3.- El estado de oxidación de cualquier elemento en su forma alotrópica (tal y como se presenta a temperatura ambiente y presión atmosférica) es cero.
Fe → 0; Ca → 0; H2 → 0; Cl2 → 0; N2 → 0; Ag → 0;
4.- En sustancias iónicas monoatómicas, coincide con la carga del ion, por ejemplo:
Cl– → -1; Cu+2 → +2
5.- El estado de oxidación del oxígeno, combinado con otros elementos, es -2.
6.- El hidrógeno, combinado con otros elementos, siempre tiene +1, excepto en los compuestos binarios metálicos, (hidruros metálicos), donde es -1.
NH3 → +1; NaOH → +1; NaH → -1; AlH3 → -1 7.- El número de oxidación del Flúor, en un compuesto, es siempre -1.
8.- Los demás índices de oxidación se escogen de manera que la carga total de la molécula sea nula, o si se trata de un ion, coincida con su carga.
Ejercicio 14.- Asigna el número de oxidación de los átomos presentes en las siguientes especies químicas. Indica el nombre de dichas especies químicas:
F2; Ag; H2; K; I2; Sr; N2; Ni
Fe +2; S-2; Cl-; Al+3; Na+; O-2; Br-; Ca+2
BeO: SO2; O7Cl2; FeO; SnO2; CO2; O3Br2; Al2O3
HCl; FeH3; CaH2; NH3; H2O; NaH; PH3; H2S
MgCl2; NaBr; Li2S; CaF2; FeS; PbSe2; NaCl; AlI3
H2SO4; Na3PO4 K2CO3; MgClO3; Li3BO3 NaIO4 CaSeO3 NaClO
Ejercicio 15.- Nombra los compuestos que se puedan producir cuando hagamos reaccionar los siguientes pares de elementos, indica el tipo de enlace que se dará entre ellos y predice las propiedades que tendrá este compuesto.
a) K + I b) N + O c) Cl + H d) Fe + Fe e) Ca + F
