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     1.-La estructura del átomo. Modelos atómicos 1

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1

EL ÁTOMO Y SUS UNIONES

1.-La estructura del átomo. Modelos atómicos

a)Modelo atómico de Dalton

La primera teoría atómica con carácter científico fue propuesta por el químico británico J. Dalton (1766-1844) en 1803. Las ideas fundamentales de su teoría son las siguientes:

 La materia está constituida por átomos.

 Los átomos son indivisibles y no se modifican en las reacciones químicas.

 Todos los átomos de un mismo elemento químico son iguales.

 Los átomos de elementos químicos diferentes son diferentes.

 Los compuestos están formados por la unión de átomos de distintos elementos que se combinan

entre sí en una relación de números enteros sencillos

En la teoría de Dalton, la identificación de algunos elementos y compuestos es errónea. Se trata de un modelo elemental pero explica adecuadamente los aspectos ponderales [relaciones de peso] de las reacciones químicas.

Importante: el modelo de Dalton decía que el átomo era indivisible (como una esfera) y que todos los átomos de un mismo elemento químico son iguales en masa

b)Modelo atómico de Thomson

Muchos fenómenos mostraban que existía una relación entre la constitución de la materia y la electricidad. Por ejemplo:

- Algunos cuerpos adquieren carga eléctrica cuando son frotados con lana o seda.

- Determinados compuestos químicos se descomponen en sus elementos constituyentes mediante el paso de la corriente eléctrica.

- En 1875, el inglés William Crookes perfeccionó un aparato para realizar descargas eléctricas en tubos de gases a bajas presión. Cuando se aplicaba un elevado potencial eléctrico a un gas

encerrado en un recipiente a baja presión, se observaba que la placa negativa de dicho tubo emitía un haz de partículas negativas que se movían hacia la placa positiva, llamándose a este haz de

partículas negativas rayos catódicos.

El físico inglés J. J. Thomson (1856-1940) demostró, en 1897, que en las descargas eléctricas en gases se producían partículas con carga eléctrica negativa que eran idénticas para cualquier gas.

Thomson denominó a estas partículas con carga negativa electrones y concluyó que el electrón era un constituyente fundamental del átomo.

Thomson propuso un modelo de átomo formado por unas partículas con carga eléctrica negativa

(electrones), inmersas en un fluido de carga eléctrica positiva, que daba como resultado un átomo

eléctricamente neutro.

(2)

2

El descubrimiento del electrón indicaba que el átomo no es indivisible y que está constituido por partículas subatómicas, algunas con carga eléctrica.

Con el modelo de Thomson se explicó la formación de iones a partir de los átomos. Según Thomson, el átomo es neutro porque el número de cargas positivas es igual al número de cargas negativas

(electrones)

En la electrización por frotamiento, o bien mediante calentamiento u otros métodos, estos átomos podían perder electrones (equivale a perder carga negativa) formando cationes o iones positivos. De la misma manera, los átomos podían ganar electrones (equivale a ganar carga negativa) formando aniones o iones negativos

c)El experimento de Rutherford. Modelo de Rutherford

Experimento de Rutherford

En 1911, Rutherford y su colaborador el alemán Geiger, lanzaron partículas alfa, que tienen carga eléctrica positiva, a modo de proyectiles sobre una lámina muy delgada de oro.

En contra de lo esperado por el modelo de Dalton que suponía que los átomos eran esferas macizas, observaron que:

-la mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse -algunas se desviaban cambiando de dirección

-muy pocas parecían rebotar

Para explicar estos hechos, Rutherford propuso el modelo atómico nuclear, que sitúa la mayor parte de

la masa del átomo concentrada en una zona muy pequeña del mismo (contra la que chocaban las

partículas desviadas). Este modelo supone que el resto del átomo está prácticamente vacío

(3)

3

Modelo atómico nuclear o modelo de Rutherford

Este modelo fue propuesto en 1911 Este modelo atómico distingue dos partes en el átomo: el núcleo y la corteza

-El núcleo: es muy pequeño en comparación con el volumen total del átomo y concentra casi toda su masa. Consta de dos tipos de partículas: los protones, con carga eléctrica positiva, y los neutrones, eléctricamente neutros. El núcleo tiene, por tanto, carga eléctrica positiva. La masa del neutrón es ligeramente superior a la del protón.

-La corteza: es la zona donde los electrones se mueven en órbitas circulares en torno al núcleo. Los electrones tienen carga eléctrica negativa (la carga del electrón es igual que la del protón, pero de signo contrario). Su masa es unas 2000 veces menor que la del protón

Los átomos contienen el mismo número de electrones en la corteza que la de los protones en el núcleo, en consecuencia, son eléctricamente neutros.

El átomo es neutro: Nº de cargas positivas = Nº de cargas negativas

Nº protones = Nº de electrones

El radio de los átomos se suele medir en ángstrom (A) 1A = 10

-10

m . Por ejemplo, un átomo de oxígeno tiene un radio de 0,66A, y su núcleo es unas 100000 veces menor: si el átomo tuviera el tamaño de un estadio de fútbol, su núcleo tendría el tamaño de una canica.

De hecho, el núcleo es 100000 veces menor que el volumen total del átomo

El átomo está formado por:

Átomo

Carga Masa (u)

Núcleo protones + 1

neutrones 0 1

Corteza Electrones - 1/2000 ≈ 0

Para Rutherford, los electrones, en su movimiento circular alrededor del núcleo, era posible cualquier valor de su energía y podían estar a cualquier distancia del núcleo

d)Espectros atómicos

Los espectros atómicos se originan cuando se excitan (se les da energía) los átomos de los elementos

químicos (con calor o con ondas electromagnéticas), y como consecuencia de ello, los electrones de sus

átomos absorben o emiten energía en forma de ondas electromagnéticas. En el primer caso tenemos

un espectro de absorción y en el segundo un espectro de emisión. Estos espectros son característicos

de cada elemento y se pueden usar para identificar a dichos elementos

(4)

4

El modelo del átomo de Rutherford no podía explicar cómo los electrones absorbían o emitían energía produciendo estos espectros

Para tratar de explicar estos espectros atómicos surgieron varios modelos atómicos nuevos

e)Modelo de Bohr

El modelo de Bohr fue propuesto en 1913 y parte del modelo de Rutherford, actualizándolo con las nuevas ideas que aparecían en la Física a principios del siglo XX. Afirma que:

-Los electrones giran en órbitas circulares estacionarias alrededor del núcleo -No todos los electrones están a igual distancia del núcleo

-No todas las órbitas circulares de los electrones son posibles a cualquier distancia del núcleo y con cualquier energía; sólo son posibles unas pocas órbitas permitidas, que se encuentran a unas distancias determinadas del núcleo y cada una de ellas se caracteriza por un determinado valor de energía.

Cuánta más distancia esté el electrón del núcleo, mayor energía tiene la órbita y viceversa

La emisión o absorción de energía en los espectros se debían, según Bohr, a los saltos de los electrones entre las distintas órbitas del átomo.

Según Bohr, los electrones en la corteza solo se pueden colocar en ciertos niveles de energía permitidos, denominados de forma genérica con la letra n . Hay 7 órbitas o niveles de energía en el átomo, que se nombran con los números 1, 2,3, 4, 5, 6 y 7. Otros niveles de energía distintos a estos no son posibles para los electrones.

Con Bohr aparece el número cuántico n o número cuántico principal, el cual informa del nivel de energía del electrón

f)Corrección de Sommërfeld al modelo de Bohr

En 1915, el alemán Arnold Sommërfeld considera que, en el modelo de Bohr, las órbitas de los electrones podían ser , no solo circulares, sino elípticas, igual que el modelo Solar. Con ello trata de explicar algunas características de los espectros atómicos en los que fallaba el modelo de Bohr

Para ello admite la idea de que en cada nivel de energía, había subniveles de energía, tantos como el valor numérico del nivel, Para ello introducía un nuevo número cuántico, l , cuyos valores aportaban los subniveles de energía: s, p , d y f

f)Correcciones de Zeeman y efecto Zeeman anómlos al modelo de Bohr

Para tratar de explicar el por qué los espectros atómicos se modificaban en presencia de un campo magnético se admitió:

-las orbitas elípticas de los electrones podían tener distintas orientaciones espaciales

-el electrón podía girar sobre sí mismo generando un campo magnético propio

(5)

5

g)Modelo actual del átomo

Investigaciones posteriores a 1915 demostraron que las propiedades de los átomos de los distintos elementos químicos no se pueden explicar con un modelo planetario, ya que la estructura del átomo es más compleja

A principios del siglo XX apareció en la Física una nueva mecánica, llamada mecánica cuántica. La aplicación de esta mecánica cuántica al modelo actual del átomo permitió llegar al modelo actual del átomo

En la actualidad se acepta que, en torno a un núcleo de carga positiva, los electrones se sitúan en capas o niveles de distinta energía, que se mueven sin una trayectoria definida, dentro de un espacio o región denominada orbital

El movimiento del electrón en su orbital es extraordinariamente rápido y el átomo se visualiza mediante un núcleo con una nube electrónica a su alrededor, del mismo modo que el movimiento de un enjambre de abejas en torno a su colmena

Un orbital, por tanto, se define como una zona del espacio donde existe máxima probabilidad de encontrar a un electrón con cierta energía

En resumen:

-El átomo consta de un núcleo positivo y una corteza negativa situada a gran distancia de él. El núcleo concentra casi toda la masa del átomo

-En el núcleo del átomo se localizan los protones y los neutrones, unidos mediante poderosas fuerzas de atracción (llamadas fuerzas nucleares) que impiden la repulsión entre ellas

-En la corteza se hallan los electrones, en un número igual al de protones, girando a una velocidad próxima a la de la luz (300 000 km/s) en torno al núcleo, atraídos por fuerzas eléctricas debido a su carga negativa

-Los electrones se disponen en capas concéntrica, a distintas distancias del núcleo. Esas capas tienen mayor energía cuanto más lejos del núcleo se encuentran y se van ocupando por orden de proximidad a él.

Los electrones pueden pasa de unas a otras emitiendo o absorbiendo energía

(6)

6 2.-Distribución de los electrones en un átomo

El conocimiento de la organización de los electrones en la corteza de un átomo es importante, pues de dicha distribución dependen gran número de propiedades de los elementos químicos, ya que no todos los electrones de un átomo están igualmente unidos a su núcleo (de acuerdo a la ley de Coulomb)

Los electrones se representan por nubes electrónicas. Su movimiento alrededor del núcleo del átomo se localiza en unas zonas del espacio denominadas orbitales. Un orbital es una zona del espacio donde existe la máxima probabilidad de encontrar a un electrón de una energía determinada

Niveles de energía

Los electrones se colocan alrededor del núcleo en diferentes niveles de energía, que se nombran con números y que denominan de forma general con la letra n. Hay siete niveles de energía posibles en un átomo: n=1, n=2, n=3, n=4 , n=5, n=6 y n=7

Cuanto mayor sea el valor de n de un nivel de energía, más lejano estará del núcleo y mayor será su energía. Por tanto, el nivel de menor energía y más cercano al núcleo será el 1 y el más lejano y con mayor energía será el nivel 7

Subniveles de energía

A su vez, en cada nivel de energía hay distintos subniveles energéticos, todos ellos muy próximos en energía. En cada nivel hay tantos subniveles energéticos como indique el número del subnivel. Estos subniveles se nombran con el número del nivel en el que están y una letra En cada subnivel cabe un número fijo de electrones. Es importante saber que en un subnivel puede haber menos electrones de los que caben en él, pero nunca puede haber más electrones de los que caben en él. Todo ello se recoge en la tabla siguiente:

Nivel n Número de electrones que caben en el nivel

Número de subniveles posibles

Nombre del subnivel  electrones que caben en el subnivel

1 2 1 1s  2 electrones

2 8 2 2s 2 electrones

2p 6 electrones

3 18 3 3s 2 electrones

3p 6 electrones 3d 10 electrones

4 32 4 4s 2 electrones

4p 6 electrones 4d 10 electrones 4f 14 electrones

5 50 5 5s 2 electrones

5p 6 electrones 5d 10 electrones 5f 14 electrones

…..

6 72 6 6s 2 electrones

6p 6 electrones 6d 10 electrones 6f 14 electrones

…..

7 98 7 7s 2 electrones

7p 6 electrones 7d 10 electrones 7f 14 electrones

…..

(7)

7

ÓRBITALES

Niveles de energía: 1 2 3 4 5 6 7

Subniveles de energía: s p d f g

Cada subnivel está asociado a un tipo de orbital determinado

Forma de los orbitales de los subniveles a)Subniveles s

-En los subniveles s solo hay un único orbital s

-Forma: esférica con centro en el núcleo

-Tamaño: a mayor valor del nivel de energía, mayor energía y mayor tamaño

-En cada orbital s caben dos electrones como máximo

b)Subniveles p -En cada subnivel p hay tres orbitales

-Forma: Cada orbital p son dos lóbulos con centro en el núcleo del átomo

-Tamaño: a mayor valor del nivel de energía: mayor energía y mayor tamaño de los orbitales p

(8)

8

-Por tanto cada subnivel p está formado por tres orbitales, cada uno con dos lóbulos orientados en los tres

ejes del espacio. En cada orbital p caben dos electrones como máximo. Luego en un subnivel p caben 6

electrones como máximo

(9)

9 3.-Colocación de los electrones en el átomo. Configuración electrónica

Los electrones se colocan en la corteza ocupando niveles de energía o capas, que van de menos a más energía

A los niveles de energía se les representa con la letra n, pudiendo tomar n los valores de los números del 1 al 7.

Los electrones van llenando estos niveles, empezando por los de más baja energía.

En cada nivel de energía caben 2n

2

electrones, siendo n el número del nivel correspondiente.

Vamos a calcular cuántos electrones caben en cada uno de los siete niveles:

En n=1 caben 2(1)

2

= 2 electrones En n=2 caben 2(2)

2

= 8 electrones En n=3 caben 2(3)

2

= 18 electrones En n=4 caben 2(4)

2

= 32 electrones En n= 5 caben 2(5)

2

= 50 electrones En n=6 caben 2(6)

2

= 72 electrones En n=7 caben 2(7)

2

= 98 electrones

En un nivel de energía se pueden colocar menos electrones de los que caben en él , pero nunca se pueden colocar más electrones de los que pueden tener cabida en él.

A su vez, en cada nivel de energía hay varios subniveles de energía.

En cada nivel de energía hay tantos subniveles como indique el número del nivel:

en el nivel 1 hay un solo subnivel, llamado s

en el nivel 2 hay dos subniveles, s y p

en el tercer nivel hay 3 subniveles: s, p y d

en el cuarto nivel hay 4 subniveles: s,p, d,y f

en el quinto nivel hay 5 subniveles: s, p, d, f g....

En los subniveles s caben dos electrones, en los subniveles p caben 6 electrones, en los subniveles d caben 10 electrones, en los subniveles f caben 14 electrones , etc.

Para conocer el orden de energía que tienen los distintos subniveles energéticos, hay una regla nemotécnica para recordarlos:

Al aplicar la regla obtenemos el siguiente orden de energía

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 5p 6s 4f …

(10)

10

IMPORTANTE: Al aplicar el diagrama de Moëller al Lantano y a los Lantánidos, y al Actinio y los Actínidos, previamente se ha de colocar un electrón en un orbital d de un nivel inferior al periodo al que pertenece, y los restantes electrones se colocan de la forma estudiada.

Ejemplo: Hacer en clase el

58

Ce

Ejercicios

2.-Calcula la configuración electrónica de los átomos siguientes, indicando el número de electrones de su última capa:

12

Mg

16

S

31

Ga

36

Kr

73

Ta

53

I

3.- Realiza la configuración electrónica ordenada de los elementos siguientes. Indica el número de electrones del último nivel o capa y la configuración electrónica del último nivel.

8

O

20

Ca

23

V

32

Ge

37

Rb

47

Ag

52

Te

4.- Realiza la configuración electrónica ordenada de los elementos lantánidos y actínidos siguientes.

Indica el número de electrones del último nivel o capa y la configuración electrónica del último nivel.

59

Pr

61

Pm

92

U

(11)

11 4.-Configuración electrónica y configuración electrónica externa

Se llama configuración electrónica a la forma en la que se colocan los electrones en los distintos orbitales de un átomo de un elemento químico, siguiendo un orden creciente de nivel de menor a mayor energía

Para determinar la configuración electrónica de un átomo de cualquier elemento químico es preciso conocer los distintos subniveles u orbitales existentes en cada nivel energético, así como el número máximo de electrones que caben en cada nivel

Nivel 1 2 3 4 5 6 7

Nª máximo de electrones en el nivel (2n

2

)

2 8 18 32 50 72 98

Subniveles 1s 2s2p 3s3p3d 4s4p4d4f 5s5p5d5f 6s6p6d6f 7s7p7d7f

La configuración electrón de un elemento químico muestra:

-Los distintos niveles y subniveles donde se colocan los electrones mediante sus orbitales -El número de electrones que hay mediante un superíndice que acompaña a cada orbital ocupado -La suma de todos los electrones de todos los orbitales (subniveles) debe ser igual al número atómico Z del átomo neutro del elemento químico

Ej Cl 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

5

Ej Fe 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

6

Se llama configuración electrónica externa a la configuración electrónica del último nivel del energía del átomo del elemento químico

Por ejemplo para el cloro: 3s

2

3p

5

Tiene 7 electrones en el último nivel

Por elemplo para el hierro: 4s

2

Tiene 2 electrones en el último nivel

(12)

12 5.-Sistema periódico

El sistema periódico es la ordenación de los elementos químicos que se conocen en orden creciente de número atómico. El sistema periódico está formado por 7 filas y 18 columnas:

Las filas se llaman periodos. Se numeran con números del 1 al 7

Las columnas se llaman grupos o familias. Se numeran del 1 al 18 (anteriormente con números romanos y con las letras A ó B) Los elementos que están en una misma columna tienen

propiedades químicas análogas o parecidas. Se comprueba que todos los elementos de una misma familia tienen el mismo número de electrones en su última capa o nivel .

Los elementos en la tabla periódica se pueden clasificar del modo siguiente:

 Elementos representativos, que se dividen en:

1. Elementos s (columnas1-2)(anteriormente por los números IA y IIA) 2. Elementos p (columnas 13-18) (anteriormente por los números IIIA-VIIIA)

 Elementos d o metales de transición (columnas 3-12)(anteriormente por IIIB-IIB)

 Elementos f o metales de transición interna o tierras raras ( que se encuentran en los periodos 6 y

7 fuera de la tabla periódica)

Los grupos o familias 1-2 y 13-18 (anteriormente se nombraban con la letra A) se les llama

elementos representativos. El último número del grupo (o el que acompañaba a la letra A) indica el

número de electrones de la última capa o nivel. Tienen un nombre específico para cada grupo, que es:

1 (IA)

Al calinos:

Tienen un electrón en su último nivel ns

1

2(IIA)

Alcalino térreos:

Tienen dos electrones en su último nivel ns

2

13(IIIA)

Térreos:

Tienen tres electrones en su último nivel ns

2

np

1

14(IVA)

Carbonoideos:

Tienen cuatro electrones en su último nivel ns

2

np

2

15(VA)

Nitrogenoideos:

Tienen cinco electones en su último nivel ns

2

np

3

16(VIA)

Calcógenos o Anfígenos: Tienen seis electrones en su último nivel

ns

2

np

4

17(VIIA)

Halógenos:

Tienen siete electrones en su último nivel ns

2

np

5

18 (VIIIA)

Gases nobles:

Tienen ocho electrones en su último nivel ns

2

np

6

Los grupos o familias que se numeran 3-12 (o con la letra B) se les llaman metales de

transición.

Los elementos de la trabla periódica se clasifican, de forma general, en metales y no metales:

Metales: Sus átomos tienen tendencia a perder electrones. Son sólidos duros y tenaces (excepto

el mercurio) con brillo metálico. Conducen bien el calor y la corriente eléctrica. Tienen alta densidad y tenacidad. Son dúctiles y maleables

No metales: Sus átomos tienen tendencia a ganar electrones. Son sólidos blandos, líquidos y

gases, con colores variables. No conducen la corriente eléctrica ni el calor. Tienen baja densidad y son frágiles.

La tabla periódica presenta los siguientes fallos:

El Hidrógeno, que es un no metal, no tiene sitio donde colocarse en la tabla periódica

Los lantánidos y los actínidos están colocados fuera de la tabla periódica

(13)

13

Los números de periodo y de grupo presentan los significados siguientes:

-El número de periodo indica el nivel más externo en el que colocan electrones todos los elementos químicos que pertenecen a dicho periodo

-El número de grupo indica, para los elementos de los grupos 1-2 y 13-18, el número de electrones que tiene en su nivel más externo

Los metales de transición y los de transición interna tienen todos dos electrones en su último nivel

Regularidades periódicas

a)Variación del radio atómico

El radio de los átomos varía así:

En un periodo, crece al disminuir el número atómico

En un grupo, crece al aumentar el número atómico

b)Carácter metálico

El carácter metálico mide la tendencia a perder electrones. A mayor carácter metálico, más tendencia a perder electrones, y viceversa.

El carácter metálico varía así:

En un periodo, disminuye al aumentar el número atómico

En un grupo, disminuye al disminuir el número atómico

Variación del radio atómico Variación del carácter metálico

Ejercicios de propiedades periódicas

1.-Dicté este ejercicio para casa

Indica qué átomos es más voluminoso de las siguientes parejas de elementos:

a)K y Rb b) C y F c) Se y Te d) Fe y Ni e)Ag y Au

Dicté este ejercicio para casa

2-Indica qué átomo tiene más carácter metálico en las siguientes parejas de elementos:

a)Cl y Mg b)Ga y Br c) O y S d)Cs y Pb e)Cr y Mn

Notación de Lewis

La notación de Lewis se usa para representar los átomos. Para ello, se usa el símbolo del elemento para representar el núcleo del átomo y todos los electrones que no pertenecen a la capa de valencia. A continuación se representan por puntos (en parejas o desaparados) los electrones de la capa de valencia

Ejemplo en clase:

(14)

14

Ejercicio de notación de Lewis

Ejercicio dictado

3.-Dibuja la notación de Lewis de los átomos siguientes:

K Sr In Ge As Se Br Ar

Dibujar átomos con sus electrones de la última capa

Se dibuja el átomo escribiendo el símbolo del elemento –que representa el núcleo y los electrones interno- y alrededor del símbolo una órbita circular con puntitos dibujados que simbolizaban los electrones de la última capa. El número de puntos a dibujar debe ser igual al número de electrones de la última capa

Ejemplo a realizar en clase

Dibuja estos átomos con sus electrones en el último nivel:

1

H

2

He

11

Na

6

C

35

Br

31

Ga

Ejercicios de dibujar átomos con sus electrones de la última capa

Dicté este ejercicio para hacerlo en clase

4.-Dibuja los átomos siguientes con sus electrones en su último nivel:

5

B

6

C

9

F

(Los tienen que dibujar el átomo escribiendo el símbolo del elemento –que representa el núcleo y los electrones interno- y alrededor del símbolo una órbita circular con puntitos dibujados que simbolizaban los electrones de la última capa)

Dicté este ejercicio para hacerlo en casa

5.-Dibuja los átomos siguientes con sus electrones en su último nivel:

5

Li

11

Na

8

O

16

S ¿Qué deduces?

(Los tienen que dibujar el átomo escribiendo el símbolo del elemento –que representa el núcleo y los electrones interno- y alrededor del símbolo una órbita circular con puntitos dibujados que simbolizaban los electrones de la última capa. Deben de ver que los que están en un mismo grupo tienen el mismo número de electrones en la última capa )

Ejercicio dictado

6.-Dibuja los electrones de la última capa de los átomos siguientes e indica qué tienen en común los átomos de un mismo grupo

Mg As Xe Ge Ba N Li

Ejercicios para indicar localización de un elemento seguún su configuración electrónica

7.-Los elementos siguientes tienen la siguiente configuración electrónica más externa. Indica en qué grupo y periodo se encuentran. Reflexiona sobre el caso e)

a)2s

1

b) 2s

2

2p

2

c) 4s

2

4p

4

d) 3s

2

e) 5s

2

f) 3s

2

3p

6

g) 5s

2

5p

3

h) 1s

1

i) 5s

2

3p

5

j) 1s

2

8.-Localiza los siguientes elementos en la tabla periódica e indica cuál es el número de electrones que posee en su última capa y el nivel más lejano en el que colocan electrones:

a)Ne b) Cl c)Se d)Sb e)C f)B g)Ag h) Co i) Sc j)La k) Pr l)U m)Mg n)K

9.-Realiza la configuración electrónica de estos elementos e indica, sin mirar en la tabla periódica, cuál es el nivel más lejano en el colocan electrones y el número de electrones de su última capa

38

Sr

52

Te

44

Ru

58

Ce

(15)

15

(16)

16

Ampliación del Sistema periódico de SM

A comienzos del siglo XIX ya habían observado la existencia de elementos con propiedades químicas muy parecidas

En el principio del siglo XX, Moseley propuso ordenar los elementos químicos en orden creciente de su número atómico. Con este criterio, los elementos quedaban correctamente ordenados atendiendo a sus propiedades y, sobre todo, se relacionaba su posición en la tabla periódica con su estructura atómica

El sistema periódico consta de 7 filas llamada periodos y de 18 columnas denominadas grupos.

En resumen:

En el sistema periódico los elementos están ordenados por su número atómico. Los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares.

Los elementos de un mismo grupo tienen los mismo electrones de valencia. Por ejemplo: todos los elementos del grupo 1 tienen 1 electrón en su última capa, y los del grupo 2 tienen 2 electrones, y los del grupo 17 tienen 7

En resumen:

Las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con el número de electrones de valencia; por ello, los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares

Las propiedades de los elementos y el sistema periódico

En el sistema periódico los elementos químicos pueden ser de varios tipos:

a)Los metales

Es el grupo mayoritario de los elementos. Están situados a la izquierda y en el centro del sistema periódico.

-tienen brillo metálico

-son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio que es líquido -Son maleables (forman láminas) y dúctiles (forman hilos)

-tienen tendencia a formar iones positivos

Son ejemplo de metales: Na, Ca, Fe, Cu, Ag, Au, Zn, Hg, Pb, Sn

b)Los no metales

Están situados en el sistema periódico en la región superior derecha.

-son malos conductores del calor y la electricidad

-a temperatura ambiente hay no metales gaseosos (nitrógeno, oxígeno, fluor, cloro), líquidos (Br) y sólidos (S)

-Tienen tendencia a formar iones negativos Son no metales: C, N, P, O. S, Se ,F, Cl Br , I

c)Semimetales

Están situados en el sistema periódico entre los metales y los no metales. Son semimetales el B, el Si, el Ge y el As

-Son sólidos a temperatura ambiente -Forman iones positivos con dificultad

d)El hidrógeno

Es el elemento de estructura más simple (su átomo tiene 1 electrón y 1 protón).

No tienen las propiedades características de ningún grupo de elementos, ni se le puede asociar una posición definida en el sistema periódico. Puede formar iones positivos H

+

y negativos H

-

e)Los gases nobles

Están situados en la columna derecha del sistema periódico

Se caracterizan porque en condiciones normales son inertes, no reaccionan con ningún elemento y no

forman iones estables. Los gases nobles son: He, Ne, Ar, Kr y Xe

(17)

17

SEGUIR CON LA PAGINA 185 EN PREGUNTA 4 LA DIVERSIDAD DE SUSTANCIAS QUÍMICAS

(18)

18 UNIONES ENTRE ÁTOMOS

1.-¿Por qué se unen los átomos?

En la naturaleza son muy pocos los átomos que se encuentran libres y aislados como los átomos de He o Ne.

La mayoría de los átomos se presentan unidos a otros iguales formando elementos, o diferentes, formando compuestos.

Búsqueda de la estabilidad energética

Los sistemas físicos evolucionan hacia estados de mínima energía potencial que se corresponde con una estabilidad máxima.

Por ejemplo, cuando dos átomos de hidrógeno se acercan, aparecen fuerzas que hace que la energía disminuya y queden unidas.

En resumen: Dos o más átomos permanecen unidos si la energía del sistema es menor cuando están unidos que cuando están separados. A esta unión se le denomina enlace químico.

La regla del octeto

Los gases nobles poseen átomos muy estables que NO se combinan con otros átomos y no modifican su estructura electrónica. Todos ellos tienen ocho electrones en su último nivel, salvo el He que sólo tiene dos.

Se deduce que la estructura electrónica de un gas noble es particularmente estable y se llama disposición

de octeto

(19)

19

En resumen:

Regla del octeto: en la formación de compuestos, los átomos intercambian electrones hasta adquirir ocho electrones en su última capa.

Todos los elementos químicos quieren tener la estabilidad de los gases nobles. Lo intentan de varias maneras uniéndose con otros elementos a través de enlaces químicos

Ejercicios

Ejercicio 1 no resuelto pag 73 SM (en clase)

1.-Cuando dos átomos de hidrógeno se aproximan entre sí, se observa que la energía el sistema disminuye, ¿qué consecuencias tiene esto respecto a la formación de un enlace entre ambos?

Configuración electrónica de iones -Para obtener la configuración electrónica de un catión:

1.-Se escribe en primer lugar la configuración electrónica del átomo neutro 2.-Se ordena la configuración electrónica del átomo neutro por niveles crecientes 3.-Se van quitando los electrones más externos, de fuera hacia dentro

-Para obtener la configuración electrónica de un anión:

1.-Se escribe la configuración electrónica del átomo neutro

2.-Se añaden los electrones sobrantes en los niveles disponibles energéticamente según el diagrama de Moëller

O sea, para escribir la configuración electrónica de un anión, se sigue el diagrama de Moëller con el número total del electrones del anión (incluidos los electrones que ha ganado)

Ejercicio 2 no resuelto pag 73 SM Modificado (en clase)

2.-¿Qué reajuste electrónico deberán experimentar los siguientes átomos para que se cumpla la regla del octeto?

11

Na: 1s

2

2s

2

2p

6

3s

1

16

S: 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

4

2.-Moléculas y cristales

Las agrupaciones de átomos se diferencian entre sí por el número y tipo de átomos que las forman y por el modo en que los átomos se disponen en el espacio. Existen dos tipos de agrupaciones atómicas: las moléculas y los cristales.

Las moléculas

Están formadas por un número definido de átomos, generalmente pequeño. Se denominan diatómicas si contienen dos átomos, triatómicas si contienen tres, etc. Asimismo, pueden ser:

-Moléculas de elementos, formadas por átomos iguales Ejemplo : Cl

2

, O

3

-Moléculas de compuestos, formadas por átomos diferentes Ejemplo: CO

2

, SO

3

Los cristales

Las redes cristalinas o cristales están formados por un número variable de átomos, iones o moléculas, generalmente muy grande, que se disponen formando una estructura tridimensional regular. También pueden ser:

-Cristales de elementos, formados por átomos iguales Ejemplo: Cristal de Niquel -Cristales de compuestos, formados por átomos diferentes Ejemplo: Cristal de NaCl

Ejercicios

Ejercicio 3 no resuelto pag 74 SM (en casa)

3.-Una agrupación estable de átomos está formada por millones de átomos iguales ordenados en el

espacio. Indica si está agrupación es una molécula o un cristal y si corresponde a un elemento o a un

compuesto.

(20)

20

Ejercicio 4 no resuelto pag 74 SM (en casa)

4.-Una agrupación estable de átomos está formada por tres átomos, dos de oxígeno y uno de azufre.

Indica si es una molécula o un cristal y si corresponde a un elemento o a un compuesto.

3.-Clasificación de los elementos químicos

Una posible clasificación de los elementos químicos, sujetas a algunas excepciones, atendiendo a la forma de formar compuestos sería la siguiente:

a)Gases nobles: tienen ocho electrones en su última capa y no suelen reaccionar.

b)Metales: tienen 1,2,y 3 electrones en su última capa y tienen tendencia a perderlos para adquirir la configuración del gas noble del periodo anterior.

c)No metales: Tienen 5,6 y 7 electrones en su última capa y tienen tendencia a ganar electrones para adquirir la configuración del gas noble que le sigue en su periodo.

d)Semimetales: Tienen 4 electrones en su última capa y tienen tendencia a compartirlos.

Esta clasificación es de carácter cualitativo y está sujeta a múltiples excepciones.

Ejercicios

5.-a)Escribe la configuración electrónica de los siguientes elementos químicos:

19

K

12

Mg

31

Ga

15

P

34

Se

9

F

14

Si

b)Indica cómo actúan para adquirir estructura de gas noble los elementos anteriores (ganando, perdiendo o compartiendo electrones y el número de estos electrones perdidos, ganados o compartidos)

6.-Escribe la configuración electrónica de los iones siguientes:

19

K

+ 12

Mg

2+

31

Ga

3+

15

P

3- 34

Se

2- 9

F

- 26

Fe

2+

26

Fe

3+ 28

Ni

2+

4.-Enlace químico

Se llaman electrones de valencia a los electrones del último nivel de un átomo.

Las propiedades químicas de los elementos se deben a los electrones de la última capa o nivel de sus átomos, que se llama por ello capa de valencia.

Todos los elementos de una misma familia o columna tienen el mismo número de electrones en la última capa, y por ello, tienen propiedades químicas parecidas.

De todos los elementos químicos, los gases nobles son una familia muy especial, porque sus átomos son muy estables y no reaccionan con nadie. Se debe a que poseen ocho electrones en su última capa (excepto el Helio)

Todos los elementos químicos tienden a tener ocho electrones en su última capa, y ser tan estables como los gases nobles. Para ello, se unen entre sí de diferentes maneras. A las distintas maneras de unirse los átomos para tener configuración de gas noble se le llama enlace químico.

Los responsables de la unión entre átomos son los electrones de la capa de valencia.

Hay tres tipos de enlaces químicos:

a) Enlace iónico

b) Enlace covalente

c) Enlace metálico

(21)

21

A)Enlace iónico

Elementos entre los que se origina

Este enlace se produce cuando se unen un metal con un no metal:

Los metales tienen tendencia a perder electrones

Los no metales tienen tendencia a ganar electrones

Cómo se forma el enlace iónico

Cuando se encuentran un metal y un no metal, el metal cede sus electrones de la última capa al no metal, y ambos se quedan con ocho electrones. Después, el metal y el no metal, al tener cargas opuestas, se atraen originando el enlace iónico.

Ejemplo de formación de un enlace iónico

Un ejemplo es la formación del compuesto químico con enlace iónico, cloruro de sodio, NaCl.

11

Na: 1s

2

2s

2

2p

6

3s

1

Si pierde un electrón, en su último nivel tiene estructura de gas noble:

11

Na

+

: 1s

2

2s

2

2p

6

17

Cl:

11

Na: 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

5

Si gana un electrón, en su último nivel tiene estructura de gas noble:

17

Cl

-

: 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

• •• ••

Na

(g)

+ • Cl:

(g)

 Na

(g)+

+ :Cl:

(g)-

 NaCl

(s)

•• ••

____________________________

Se forma un ión positivo y otro negativo, y por atracción entre cargas de distinto signo se

atraen y dan el compuesto sólido NaCI (s)

Estos iones que se han unido, lo hacen colocándose en una red cristalina tridimensional

formada por iones positivos y negativos, siendo el enlace iónico la fuerza de unión ( o cohesión) entre

dichos iones.

(22)

22

Formación de redes cristalinas

Los compuestos iónicos forman redes cristalinas, en cuyos nudos se colocan los cationes y aniones del compuesto iónico

Las fórmulas químicas que representan a un compuesto iónico indican la proporción en la que intervienen los iones en la red. Por ejemplo:

-La fórmula del compuesto NaCl indica que hay un ión Na

+

por cada ión Cl

-

-La fórmula K

2

O indica que hay dos iones K

+

por cada ión O

2-

-La fórmula Al

2

S

3

indica que por cada dos iones Al

3+

hay tres iones S

2-

El número de iones que se colocan en la red cristalina es un número indefinido. El único requisito que debe cumplir los compuestos iónicos es que deben de ser eléctricamente neutros, es decir, el número de cargas positivas aportadas por los cationes debe ser igual al número de cargas negativas aportadas por los aniones

Concepto de valencia iónica

Se llama valencia iónica de un ión al valor de su carga. En el caso del NaCl, la valencia iónica del Na es +1 y la del cloro es -1

Ecuación de disociación de un compuesto iónico

Los compuestos iónicos deben de ser eléctricamente neutros, es decir, el número de cargas positivas debe ser igual al número de cargas negativas. Esto se comprueba en la ecuación de disociación de un

compuesto iónico.

Ecuación de disociación : MxXm  xM

m+

+ mX

x-

M:metal X: no metal

Propiedades de los compuestos iónicos Las propiedades de los compuestos con enlace iónico son las siguientes:

-Son sólidos duros: El enlace iónico es la fuerza de cohesión que une las partículas (iones positivos y negativos). Este enlace iónico es un enlace muy fuerte, por lo que las sustancias iónicas son todas sólidos a temperatura ambiente. El que sean sólidos duros significa que son difíciles de rayar. Rayar significa romper uniones entre átomos enlazados, por lo que, al ser el enlace iónico muy fuerte, es difícil romper la unión entre dos iones opuestos

-Tienen altos puntos de fusión y ebullición: al estar los iones tan fuertemente unidos, hay que aplicar

una gran energía térmica para separarlos, rompiendo su estructura cristalina

(23)

23

-Son frágiles: Las estructuras cristalinas de los compuestos iónicos están formadas por el

empaquetamiento de iones positivos y negativos, de forma que, cada ión está rodeado de iones de signo opuesto, aunque también tiene próximos iones del mismo signo en la red cristalina, pero más alejados que los de signo opuesto. Este empaquetamiento cristalino, que proporciona una gran dureza, también proporciona una gran fragilidad, ya que un golpe seco puede producir un desplazamiento lateral de los iones y dar lugar a que se enfrenten iones del mismo signo, y con ello se crea una inestabilidad del cristal y, por tanto, una relativa facilidad para la rotura de la red cristalina

-Se disuelven bien en líquidos polares como el agua: La disolución de un sólido iónico se produce por el desmoronamiento de la estructura cristalina sólida, cuando se introducen las moléculas del disolvente en el interior de dicha red cristalina y neutralizan la atracción entre los iones. De este modo los iones se desprenden y se separan de la red cristalina, quedando dichos iones dispersos en la disolución. Para que esto ocurra, el disolvente debe ser altamente polar, como el agua

Cuando un sólido iónico se disuelve, se disocia en sus iones, tal como vimos en la ecuación:

M

x

X

m

 xM

m+

+ mX

x-

-No conducen la corriente eléctrica en estado sólido, aunque sí la conducen cuando están disueltos

en el agua: En estado sólido, los compuestos iónicos no conducen la electricidad, ya que los iones est´na

en posiciones fijas, muy retenidos, y no pueden moverse en la red iónica. Pero cuando están disueltos o

fundidos en estado líquido, se rompe la estructura cristalina y los iones (cargas eléctricas) quedan libres y

pueden conducir la electricidad

(24)

24

B)Enlace covalente Elementos entre los que se origina

Este enlace se produce cuando se unen un no metal con otro no metal. Ambos tienen tendencia a ganar electrones

Cómo se forma el enlace covalente

Los no metales tienen tendencia a ganar electrones, y cuando se enfrentan entre sí, lo que hacen es compartir electrones para adquirir configuración de gas noble (ocho electrones)

-Si comparten dos electrones (o un par de electrones) se dice que se ha formado un enlace covalente -Si comparten dos pares de electrones, se dice que se ha formado dos enlaces covalentes

-Si comparten tres pares de electrones , se dice que se ha formado tres enlaces covalentes

Gracias al enlace covalente se forman moléculas, las cuales se definen como la unión de un número limitado de atomos (a diferencia de una red cristalina, que está formada por un número ilimitado de átomos o iones). Como ejemplo de moléculas tenemos: H

2

, O

2

, F

2

, N

2

, P

4

, S

8

, CO

2

...

Ejemplo de formación de un enlace covalente

Como ejemplo de formación de compuesto químico con enlace covalente estudiamos la molécula de flúor, F

2

.

Sus configuraciones electrónicas son:

9

F: 1s

2

2s

2

p

5

9

F: 1s

2

2s

2

p

5

El F adquiere la configuración del Ne Se representa asi la molécula de F

2

.. .. .. .. _ _

:F∙

(g)

+ ∙F:

(g)

 :F : F :

(g)

 ׀F ―F ׀ ó F ―F ¨ ¨ ¨ ¨

Comparten los dos átomos de Flúor un par de electrones

Formación de moléculas y sólidos atómicos covalentes

Gracias al enlace covalente se forman moléculas, las cuales se definen como la unión de un número limitado de atomos (a diferencia de una red cristalina, que está formada por un número ilimitado de átomos o iones). Como ejemplo de moléculas tenemos: H

2

, O

2

, F

2

, N

2

, P

4

, S

8

, CO

2

...

Las fórmulas químicas que representan a un compuesto covalente indican el número de átomos de cada elemento que hay presentes en la molécula Por ejemplo:

-La fórmula del compuesto F

2

indica que hay dos átomos de fluor

(25)

25

-La fórmula O

3

indica que hay tres átomos de oxígeno

-La fórmula CO

2

indica que hay un átomo de carbono y dos átomos de oxígeno

-

En algunas ocasiones, el enlace covalente no se da entre un número limitado de átomos sino que las uniones covalentes se producen en todas las direcciones del espacio en un número indefinido de átomos, formándose redes cristalinas covalentes de átomos, las cuales se unen por enlace covalente y en cuyos nudos se encuentran átomos. Ejemplos son el diamante (C ) y el cuarzo (SiO

2

). A estas sustancias se les llama sólidos atómicos covalentes.

Concepto de valencia covalente

La valencia covalente de cada átomo en una molécula coincide con el número de electrones

desapareados que tenía cada átomo inicialmente o con el número de enlaces covalentes que haya formado cada átomo en la molécula

Enlace covalente apolar y enlace covalente polar a)Enlace covalente apolar

Este enlace covalente se origina cuando los átomos que se enlazan por enlace covalente pertenecen al mismo elemento. Esto ocurre en las moléculas homoatómicas u homonucleares, como el H

2

, O

2

, F

2

, Cl

2

…En este caso, el par o pares de electrones compartidos son atraídos con igual intensidad por los dos núcleos, ya que son átomos idénticos. Vemos un ejemplo de un enlace covalente apolar en una molécula homonuclear

Ejemplo: Molécula de Hidrógeno: H

2

1

H: 1s

1

Tirene un solo electrón en su última capa por lo que dará un único enlace covalente

El enlace covalente en la molecula de H

2

es un enlace covalente apolar por que el par de electrones

compartidos son atraídos con igual intensidad por los dos núcleos de dos dos átomos de hidrógeno

b)Enlace covalente polar

Este enlace se origina cuando los átomos que se enlazan por enlace covalente pertenecen a elementos químicos diferentes. Uno de los los núcleos (el menos metálico o más electronegativo) atrae a los electrones de enlace con más fuerza que el núcleo del otro átomo (más metálico o más

electronegativo), lo cual implica que el par o pares de electrones compartidos se sitúan, en su movimiento, más cerca del núcleo del átomo que más lo atrae. Esto ocurre, por ejemplo, en las moléculas diatómicos hetero nucleares Vemos un ejemplo de un enlace covalente polar en un molécula diatómica heteronuclear.

Ejemplo: Molécula de Cloruro de Hidrógeno HCl

(26)

26

1

H:1s

1

Tiene un sólo electrón en su última capa.Le falta un electrón para tener la configuración del helio

17

Cl: 1s

1

2s

2

sp

6

3s

2

3p

5

Le falta un electrón para tener configuración de gas noble.Compartirá un electrón con el hidrógeno

Cuando se unen por enlace covalente dos átomos diferentes, el átomo menos metálico (o más

electronegativo) atrae hacía sí con más facilidad los electrones compartidos, por lo que estos electrones estarán más tiempo situados sobre él. Por ello, se creará sobre dicho átomo cierta carga negativa (δ-), mientras que sobre el otro átomo aparecerá cierta carga positiva (δ+): se ha creado un dipolo y se dice que el enlace está polarizado

La diferencia de carga que hay entre ambos átomos será mayor cuanto mayor sea la diferencia de carácter metálicos (o de electronegatividad) existente entre los átomos que se unen en dicho enlace covalente.

En resumen: cuando se enlazan por enlace covalente átomos de diferentes elementos se forma un enlace covalente polar. Dicho enlace covalente estará polarizado debido a que los electrones compartidos están más tiempo sobre un átomo que sobre el otro. En esta situación e se crearán dipolos, qué son moléculas con un extremo positivo y otro negativo

Fuerzas intermoleculares

El enlace covalente es un enlace fuerte, pero se da en el interior de las moléculas. Sin embargo, fuera de las moléculas, existen otros tipos de uniones, que son, de forma general, bastantes más débiles en fortaleza que el propio enlace covalente, y que se llaman fuerzas intermoleculares. Estas fuerzas intermoleculares tienden a unir las moléculas entre sí. Son fuerzas, en general, bastante débiles, aunque en ocasiones adquieren valores considerables. Estas fuerzas explican el hecho de que las sustancias formadas por moléculas puedan presentarse, no solo en estado gaseoso, sino en estado sólido y líquido

De forma general distinguiremos dos tipos de fuerzas intermoleculares:

a)Fuerzas intermoleculares en las que están implicados dipolos: Las moléculas que presentan carácter

dipolar tienden a unir sus polos (o extremos con carga) con los polos de distinta carga de las moléculas

restantes.. Son fuerzas de naturaleza electrostática.

(27)

27

Estas fuerzas entre dipolos también se presentan en las sustancias moleculares apolares, debido a la aparición de dipolos ocasionales en dichas moléculas, lo que resulta en atracciones entre ellas

b)Fuerzas intermoleculares por puentes de hidrógeno: únicamente se presentan en sustancias covalentes donde el hidrógeno está enlazado a átomos de flúor, oxígeno o nitrógeno. En estos enlaces, el hidrógeno presenta uniones muy polarizadas debido al fuerte carácter no metálico (o muy

electronegativo) de los átomos de N, F u O a los que está unido. En estas uniones, sobre el átomo de hidrógeno aparece una intensa carga positiva , lo que motiva su tendencia a unirse a las partes negativas de otras moléculas presentas.

Este enlace por puente de hidrógeno explica el hecho de que el agua sea menos densa en estado sólido que en el líquido debido a los huecos que deja la estructura ordenada que presenta el hielo. En el agua líquida hay menos huecos que en el sólido

Propiedades en los compuestos con enlace covalente Distinguiremos entre las sustancias moleculares y los sólidos atómicos covalentes

1)Propiedades de las sustancias moleculares

a)Estado de agregación: la fuerza de cohesión existente entre las moléculas son las fuerzas

intermoleculares, las cuales suelen ser débiles. Esto explica que las sustancias covalentes moleculares se encuentren, a menudo, en forma de gases (H

2

, O

2

, F

2

, N

2

, P

4

, S

8

, CO

2

CH

4

..). En el caso de ser sólidos, (como el yodo, I

2-

, y naftaleno, C

10

H

8

), o líquidos (bromo, Br

2

, agua, H

2

O), tienen bajas temperaturas de fusión y ebullición (mucho más bajas que las de los compuestos iónicos, donde la fuerza de cohesión el enlace covalente)

b)No conducen la corriente eléctrica, ni en estado sólido, ni líquido ni gaseoso. Se debe a que los electrones de enlace están muy retenidos y no tienen libertad de movimiento

c)Las sustancias moleculares sólidas son frágiles, quebradizas, blandas y de aspecto céreo

d)Las sustancias moleculares apolares se disuelven bien en disolventes poco polares y apolares, como el alcohol o el tetracloruro de carbono. Por el contrario, las sustancias covalentes polares se disuelven en disolventes polares, como el agua. Este hecho se explica porque las moléculas de disolvente se deben interponer entre las partículas del soluto, produciendo la separación de estas, y por tanto, su disolución.

Para que el proceso de disolución tenga lugar, las fuerzas atractivas que se deben establecer entre el soluto y el disolvente deben ser del mismo orden. Por tanto, los solutos no polares se disuelven en disolventes no polares y los solutos polares en disolventes polares (El semejante disuelve al semejante)

2)Propiedades de sólidos atómicos covalentes

Los sólidos cristalinos, como el diamante ( C ), o el cuarzo (SiO

2

) están formados por átomos unidos entre sí por enlaces covalentes originando una red cristalina tridimensional

Por ejemplo, en el diamante, cada carbono se une mediante cuatro enlaces covalentes a otros tantos

átomos de carbono, y así sucesivamente, formando una red cristalina tridimensional. La fórmula del

diamante es C que representa una red que tiene como único elemento el C

(28)

28

En el cuarzo, cada átomo de silicio de la red se une a cuatro átomos de oxígeno, y cada átomo de oxígeno de la red se une a dos átomos de silicio. La fórmula SiO

2

no representa una molécula, sino la

estequiometria de la red (un átomo de Si por cada dos átomos de O)

Las propiedades de los sólidos atómicos covalentes son:

-Gran dureza

-Altas temperaturas de fusión y ebullición

-Son prácticamente insolubles en cualquier disolvente

-No conducen el calor ni la electricidad

(29)

29

C)Enlace metálico

Elementos entre los que se origina

Este enlace se produce cuando se unen un metal consigo mismo o con otro metal. Ambos elementos tienen tendencia a ceder electrones

Cómo se forma el metálico

Para explicar el enlace metálico se usa el modelo de los electrones deslocalizados, propuesto en 1900 por el alemán Paul Drude, en la que cada metal en estado sólido está formado por un red de iones positivos, entre las que se mueven libremente los electrones de valencia, formando una nube electrónica, la cual es la responsable de la unión de los “iones positivos” (restos positivos) dentro de la red

Por tanto, la red metálica es una red cristalina formada por un conjunto muy elevado de átomos del metal, sin que haya moléculas o un conjunto de cationes con sus aniones enfrentados como en los compuestos iónicos. Los electrones de valencia de los átomos en la red está deslocalizados, lo que significa que no se pueden asignar a átomos concretos en la red metálica

Ejemplo de formación de un enlace metálico

Por ejemplo, en el caso del Litio metálico, cada átomo de Litio” libera” su electrón de valencia (tiene un electrón en su capa de valencia) , el cual forma parte del gas electrónico. Los “cationes” metálicos forman un red cristalina, a través de la cual se mueve el gas de electrones enlazando el conjunto

Formación de sólidos atómicos metálicos

En los compuestos metálicos, son todos sólidos ( a excepción del mercurio) y están constituidos por una

red cristalina, en cuyos nudos se colocan un número indefinido de átomos metálicos. No forman, por

tanto, moléculas, sino que forman sólidos atómicos metálicos

(30)

30

Se representan estos compuestos mediante el símbolo del elemento, el cual simboliza una red de un número indefinido de átomos metálicos. Por ejemplo, hierro: Fe; Sodio: Na; Plata: Ag.;…

Propiedades de los compuestos con enlace metálico

a)Estado de agregación: la fuerza de cohesión existente entre los átomos metálicos es el propio enlace metálico, que es un enlace fuerte. Esto explica que todos los metales sean sólidos, con la excepción del mercurio. Estos átomos se ordenan en el estado sólido formando una red cristalina

b)Altas temperaturas de fusión y ebullición: el enlace metálico es fuerte, por ello es difícil separar los átomos que forman la red

c)Tiene alta densidad: los átomos de los metales se encuentran muy empaquetados en sus estructuras cristalinas

d)Son resistentes a la deformación (tenaces): Se pueden deformar sin que se produzca la fractura del cristal, como ocurre en los compuestos iónicos, se debe al hecho de que toda la deformación en el metal implica un deslizamiento de los iones positivos de la red, sin que la red apenas sufra, gracias a la gran movilidad de los electrones de valencia

e)Son dúctiles y maleables: debido a la propiedad anterior se pueden estirar en hilos (dúctiles) o en láminas (maleables)

f)Forman cationes metálicos con facilidad: La posibilidad que tienen los metales de liberar cationes se

debe a la movilidad de los electrones de valencia, pues estos pueden ser arrancados fácilmente y el metal

se transforma en un catión (carácter metálico)

(31)

31

g)Átomos de otros elementos en la red y huecos: puesto que lo característico de la estructura metálica es la presencia de una nube electrónica entre los huecos que dejan el conjunto de los iones positivos que forman la red, la sustitución de algunos de estos iones por los de otro metal no altera de forma sustancial la estabilidad del conjunto e incluso hasta puede mejorar alguna propiedad, como la dureza, si se escoge adecuadamente el metal sustituto para formar la aleación y hasta también es posible que queden algunos agüero pertenecientes a algún ión en la red

h) Suelen ser duros: como rayar es romper enlaces entre dos átomos contiguos, al ser el enlace metálico fuerte, los compuestos metálicos son duros

i)Brillo metálico: está relacionado con el gas de electrones

j)Conductores del calor y la electricidad: son buenos conductores del calor y la electricidad debido a la movilidad del gas de electrones

k)Las propiedades metálicas enunciadas en los apartados anteriores están ligadas al estado sólido y líquido. Los vapores de un metal no tienen las propiedades metálicas más características

5.-Enlace químico

Un resumen de los tipos de enlace es el siguiente:

Tipos de elementos que se unen Tipo de enlace

Metal No metal Iónico

No metal No metal Covalente

Metal Metal Metálico

Referencias

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