CCGG_Estructura interna materia

Unidad B. Un universo de materia y energía

Ciencias generales

La estructura interna de la materia y la nomenclatura química

Empezar

cONTENIDOS

Introducción

La estructura interna de la materia

Desarrollo de la tabla periódica de los elementos

La tabla periódica de los elementos

Nomenclatura química

Introducción

Observa la tabla periódica de elementos químicos. a) ¿Cómo se disponen los elementos en la tabla?

Ordenados por su número atómico (protones) en filas y columnas.

b) Observa los elementos de la columna 18 (grupo 18) ¿Tienen alguna característica en común?

En el caso de la columna 18, todos son gases nobles. Se denominan así porque tienen todos una capa de valencia externa llena de electrones, lo que los hace bastante poco reactivos, es decir, rara vez reaccionan con otros elementos.

Introducción

Observa el elemento hierro en la tabla periódica. a) ¿Qué indica la configuración electrónica?

Indica la forma en la cual los electrones se estructuran en capas en el átomo de hierro. En el caso del hierro, toma como referencia la configuración electrónica del argón.

La tabla periódica explica y refleja las propiedades de los elementos y su estructura interna.

Introducción

Observa los elementos calcio, carbono y helio en la tabla periódica. a) ¿Qué indica el estado de oxidación (los números con signo + o -)?

La oxidación se da cuando un elemento o compuesto pierde uno o más electrones. Generalmente, cuando una sustancia se oxida (pierde electrones), otra sustancia recibe o capta dichos electrones reduciéndose. La valencia o estado de oxidación es el número de electrones que le faltan o debe ceder un elemento químico para completar su último nivel de energía.

Introducción

b) ¿Con cuántos elementos se puede combinar cada uno de los tres elementos?

El calcio con dos, el carbono con cuatro y el helio con ninguno (no reacciona al ser un gas inerte).

El concepto de valencia es básico en la comprensión de cómo los elementos se enlazan entre sí para formar compuestos químicos.

Introducción

¿Qué representan las siguientes fórmulas químicas?

Agua

a) H2O

El sistema de nomenclatura química permite nombrar de forma sistemática los múltiples compuestos químicos que pueden darse.

Peróxido de hidrógeno

b) H2O2

Dióxido de carbono

c) CO2

Monóxido de carbono

d) CO

Dióxido de nitrógeno

e) NO2

Carbonato cálcico

f) CaCO3

Nitrato

g) NO3

1. La estructura interna de la materia

c. 400 a. C.

1865

1902

1911

1916

1913

1926

1808

1897

1904

Demócrito

Maxwell

Lewis

Rutherford

Sommerfeld

Thomson

Schrödinger

Bohr

electrón

Dalton

1. La estructura interna de la materia

1. La estructura interna de la materia

1. La estructura interna de la materia

Actividades

1. La estructura interna de la materia

Actividades

1. La estructura interna de la materia

Actividades

Coloca junto a cada descripción el autor correspondiente:

Los átomos son indivisibles y no se pueden destruir.

Un orbital se llena con dos electrones con rotación contraria, es decir, distinto número de spin.

El primer modelo en separar al átomo en dos zonas: núcleo y corteza.

los electrones no tienen una posición fija o definida dentro del átomo.

Los electrones se mueven alrededor del núcleo, en órbitas circulares o elípticas.

El electrón se mueve en una órbita circular alrededor del núcleo.

El átomo se considera como una esfera con carga positiva con electrones repartidos como pequeños gránulos.

Confirmó la existencia de una partícula neutra en el núcleo atómico: el neutrón.

Regla del octeto.

Dirac-Jordan

Sommerfeld

Thomson

Chadwick

Rutherford

Dalton

Schrödinger

Bohr

Lewis

1. La estructura interna de la materia

Modelo de átomo basado en la física cúantica

Ocupa poco espacio en el átomo pero es donde se concentra la masa (más del 99,94 % ).

Núcleo

Carga positiva. Masa: 1,66 · 10-27 kg = 1 u (unidad de masa atómica) o Da (Dalton) El número de protones (número atómico Z) determina las propiedades químicas del átomo y qué elemento químico es.

Protón

Neutrón

Partículas subatómicas:

Sin cargaMasa neutrón = masa protón

Z+ nº neutrones = número másico (A)

Isótopos: átomos de un mismo elemento con distinto número de neutrones. Ej. Carbono 14 (14C): 6 protones y 8 neutrones.

1. La estructura interna de la materia

Modelo de átomo basado en la física cúantica

Corteza

Carga negativa. Escasa masa.Orbitan en torno al núcleo en niveles determinados de energía.Nº electrones = nº protones.

Ión: átomo que ha perdido o ha ganado electrones.Ej. ión calcio (Ca2+) ha perdido 2 electrones.-Catión: ión positivo.-Anión: ión negativo.

Electrón

Partículas subatómicas:

1. La estructura interna de la materia

Actividades

Indica el número de protones, neutrones y electrones de los siguientes átomos:

• 35Br

80

35 protones, 35 electrones y 45 neutrones

• 16S2-

31

16 protones, 18 electrones y 15 neutrones

• 13Al3+

27

13 protones, 10 electrones y 14 neutrones

• 82Pb4+

207

82 protones, 78 electrones y 125 neutrones

1. La estructura interna de la materia

Modelo de átomo basado en la física cúantica

Corteza

Estructura compleja:

Orbitas o capas

Orbitales o subniveles

1. La estructura interna de la materia

Modelo de átomo basado en la física cúantica

Corteza

Estructura compleja:

Se identifican por el número cuántico principal (n) entero: 1: la más próxima al núcleo, etc.

Orbitas o capas o niveles

1. La estructura interna de la materia

Modelo de átomo basado en la física cúantica

Corteza

Estructura compleja:

Orbitales o subniveles:

Los electrones se mueven en nubes o zonas tridimensionales (orbitales) que rodean al núcleo. Existen orbitales de diferentes formas, designados con las letras s, p, d y f.

1. La estructura interna de la materia

Modelo de átomo basado en la física cúantica

Configuración electrónica

Es la distribución de los electrones en un átomo. Los electrones se distribuyen siempre ocupando los orbitales en un orden fijo, desde el de menor al de mayor nivel energético.

1. La estructura interna de la materia

Modelo de átomo basado en la física cúantica

Configuración electrónica

Ej. los orbitales del subnivel 4s tienen menos energía que los del 3d, por lo que se poblarán de electrones antes.

Los orbitales s, p, d y f se van añadiendo en las sucesivas órbitas. Así:

• La órbita 1 sólo tiene el orbital s
• La órbita 2 tiene los orbitales s y p
• La órbita 3 tiene los orbitales s, p y d
• La órbita 4 y sucesivas tienen todos: s, p, d y f

Cada orbital o subnivel puede alojar un nº máximo de electrones:

• s: 2
• p: 6
• d: 10
• f: 14

1. La estructura interna de la materia

Modelo de átomo basado en la física cúantica

Configuración electrónica

Los electrones se van disponiendo en los niveles por orden de energía creciente (diagrama de Möeller): 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d…

La primera capa o nivel puede acoger 2 electrones, la segunda 8, la tercera 18 y la cuarta y sucesivas 32.

1. La estructura interna de la materia

Modelo de átomo basado en la física cúantica

Configuración electrónica

La capa de valencia (última capa de cada átomo) define las propiedades químicas del elemento, e interviene en sus enlaces, que tienden a completar orbitales y equilibrar las cargas del núcleo, estabilizando al átomo.

En átomos neutros (no iones) el nº de electrones es el mismo que de protones (Z).

Conociendo el número de electrones de un átomo, podemos predecir su configuración electrónica. Por ejemplo, un átomo que posee 7 electrones presenta 2 electrones en el nivel 1 y 5 electrones en el nivel 2, con la siguiente distribución: 1s2, 2s2, 2p3.

1. La estructura interna de la materia

Modelo de átomo basado en la física cúantica

Configuración electrónica

Los electrones de valencia son los electrones del último nivel o capa de energía. Ejemplo: sodio (Na) Configuración electrónica del sodio: 1s2 2s2 2p6 3s1

El sodio tiene un solo electrón de valencia: 3s1

1. La estructura interna de la materia

Actividades

Indica la configuración electrónica de los siguientes átomos o iones:

• 7N

1s2 2s2 2p3

• 16S

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

• 7N2-

1s2 2s2 2p5

• 16S2+

1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

1. La estructura interna de la materia

Actividades

Completa la siguiente tabla. Supon que el átomo es neutro si no hay datos que demuestren lo contrario.

Símbolo del elemento

Configuración electrónica

neutrones

protones

electrones

1H

1s1

2H

1s1

Los dos atomos son isótopos porque corresponden al mismo elemento químico, el hidrógeno, pero tienen diferente número de neutrones.

1. La estructura interna de la materia

Modelo de átomo basado en la física cúantica

Configuración electrónica

Representación electrónica de un elemento químico: el carbono

1º: indico el número de protones, neutrones y electrones:Z: 6 -> el número de protones es 6 A: 12 -> el número de neutrones es 12-6= 6 Número electrones: considero que el átomo es neutro, por lo que el número de electrones es igual al número de protones, por lo tanto, tiene 6 electrones.

2º: Configuración electrónica del carbono: 1s2, 2s2, 2p2

3º: Representación gráfica de los electrones por niveles en base al modelo atómico de Bohr:

1. La estructura interna de la materia

Actividades

Representa la configuración electrónica de los siguientes elementos en base al modelo atómico de Bohr.

Oxígeno

1º: indico el número de protones, neutrones y electrones:Z: 8 -> el número de protones es 8 A: 16 -> el número de neutrones es 16-8= 8 Número electrones: considero que el átomo es neutro, por lo que el número de electrones es igual al número de protones, por lo tanto, tiene 8 electrones.

2º: Configuración electrónica del oxígeno: 1s2, 2s2, 2p4

3º: Representación gráfica de los electrones por niveles en base al modelo atómico de Bohr:

https://contrib.pbslearningmedia.org/WGBH/arct15/SimBucket/Simulations/chemthink-covalentbonding/content/index.html

1. La estructura interna de la materia

Unidades de medida relacionadas con los átomos

Unidad atómicas de medida o Dalton

Unidad atómica de medida. Es la masa resultante de tomar un átomo del isótopo de carbono 12C y dividirlo en 12 partes iguales.

1 u = 1,66 · 10-27 kg

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1. La estructura interna de la materia

Actividades

Unidades de medida relacionadas con los átomos

¿Cuántos átomos hay en 14 g de 14N?

Número de Avogrado

¿Cuántos átomos hay en 56 g de 56Fe?

N0

Número de Avogrado.Es la cantidad de un elemento que tiene una masa igual a su masa atómica, (en gramos). N0= 6,022 · 1023 átomos Ejemplo: 6,022 · 1023 átomos de un elemento cuya masa atómica es 15 u, tienen una masa de 15 g. Este número se puede obtener a partir del valor de la u y una masa igual a la masa atómica, por ejemplo, con 12 g de carbono-12 (masa atómica 12 u):

1 u = 1,66·10-27 kg

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1. La estructura interna de la materia

Actividad

Unidades de medida relacionadas con los átomos

¿Cuántos moles hay en 14 g de 14N?

Mol

mol

Unidad que mide la cantidad de sustancia que contiene 6,022·1023 partículas elementales (átomos, moléculas, iones, etc.). La masa de un mol de una sustancia expresada en gramos (g) coincide con la masa atómica o molecular de esa sustancia expresada en unidades atómicas de medida (u). Ejemplo: 6,022 · 1023 átomos de un elemento cuya masa atómica es 15 u, tienen una masa de 15 g.

1 u = 1,66·10-27 kg

2.Desarrollo de la tabla periódica de elementos

Descubrimiento de elementos químicos

• En la antigüedad: oro, plata, cobre, plomo, mercurio.
• A partir del siglo XVII: fósforo y especialmente gases (oxígeno, hidrógeno, nitrógeno).
• Lavoisier (1789): Identificó 20 elementos. Descubrió el oxígeno y el hidrógeno al investigar la composición del agua.
• En 1830 se conocían 55 elementos.
• Durante el siglo XX se añadieron muchos más elementos gracias al desarrollo de los procesos radiactivos.
• En 2016 se alcanzan los 118 elementos oficiales para la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry).

1 u = 1,66·10-27 kg

2.Desarrollo de la tabla periódica de elementos

Elaboración de clasificaciones según las propiedades de los elementos

• Dalton: tabla a partir de las masas atómicas relativas a la del hidrógeno, pero sus inexactitudes generaron mucha controversia.
• Lavoisier (1789): elaboró la primera lista recopilatoria de elementos conocidos (33 elementos) y los clasificó en no metales, formadores de ácidos, y en metales, formadores de sales, aunque las propiedades no coincidían de forma exacta.
• Meyer (1864): tabla basada en las valencias ya que mostró que elementos con propiedades similares a menudo compartían la misma valencia).

Tabla con los símbolos creados por Dalton

1 u = 1,66·10-27 kg

2.Desarrollo de la tabla periódica de elementos

Elaboración de clasificaciones según las propiedades de los elementos

• Mendeleyev (1869): tabla periódica de los 63 elementos conocidos ordenados por la masa atómica, aunque alterando el orden para hacer coincidir las propiedades químicas. Dejó espacios para elementos aún no descubiertos, pronosticando propiedades que tendrían. Los elementos se ordenaron de izquierda a derecha de forma horizontal y en columnas

• 1902: Mendeleyev agregó un grupo más formado por los gases nobles.
• Moseley (1914): sus estudios sobre espectros de rayos X permitieron la ordenación de los elementos por el número atómico y no por las masas, con lo que no se forzaba la ordenación de elementos para que coincidieran con el grupo adecuado según sus propiedades.

1 u = 1,66·10-27 kg

3. La tabla periódica de los elementos

• Ordena los átomos de los diferentes elementos químicos según el número atómico, Z (nº de protones) = el nº de electrones en estado neutro.
• Refleja propiedades que se repiten periódicamente debido a los diferentes orbitales y capas de valencia de los elementos. Así, la posición de un elemento en la tabla proporciona información sobre sus electrones de valencia y sus propiedades químicas.

1 u = 1,66·10-27 kg

https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/3/33/Periodic_table_large-es-updated-2018.svg

https://www.istockphoto.com/es/vector/pent%C3%B3xido-de-dinitr%C3%B3geno-mol%C3%A9cula-n2o5-f%C3%B3rmula-qu%C3%ADmica-estructural-y-modelo-de-gm1198857351-342782071

3. La tabla periódica de los elementos

1 u = 1,66·10-27 kg

https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/3/33/Periodic_table_large-es-updated-2018.svg

https://www.istockphoto.com/es/vector/pent%C3%B3xido-de-dinitr%C3%B3geno-mol%C3%A9cula-n2o5-f%C3%B3rmula-qu%C3%ADmica-estructural-y-modelo-de-gm1198857351-342782071

3. La tabla periódica de los elementos

El número del periodo indica el número total de capas u órbitas de los átomos.Ej. Ne (Z=10, periodo 2). Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 Capas o niveles: 1 y 2.

Periodos cortos (1-3)

18

Periodos largos (4,5)

18

Filas o periodos (1-7)

Periodos muy largos (6, 7)

32

32

1 u = 1,66·10-27 kg

Nombra dos elementos que tengan el mismo nº de electrones en su último nivel que el aluminio (Z=13).

3. La tabla periódica de los elementos

Actividad

Grupos o familias (1-18)

Observa el periodo 3: ¿Cuál tiene carácter más metálico, el Na o el Mg?

Filas o periodos (1-7)

En un mismo periodo:

• De izquierda a derecha:
• El nº de electrones externos va aumentando (de 1 en 1).
• La masa atómica se incrementa (con excepciones).
• Las propiedades metálicas disminuyen.

• Los puntos de fusión y ebullición se elevan hasta mitad del periodo y disminuyen a partir de ese punto.

1 u = 1,66·10-27 kg

3. La tabla periódica de los elementos

Grupos o familias (1-18)

Actividad

¿Cuántos electrones de valencia tendrá el radio (grupo 2)?

Los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas semejantes (excepto el H) al estar ligadas a la estructura electrónica de la última capa. Elementos de un mismo grupo tienen el mismo nº de electrones en su último nivel (electrones de valencia). Ej. Calcio (grupo 2): configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Estroncio (grupo 2): configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 5s2

1 u = 1,66·10-27 kg

3. La tabla periódica de los elementos

Carácter metálico

no metales

gases nobles

no metales

Carácter metálico

semimetales

Actividad

metales

Observa el periodo 3: ¿Cuál tiene carácter más metálico, el Na o el Mg?

1 u = 1,66·10-27 kg

3. La tabla periódica de los elementos

Electronegatividad

no metales

no metales

Electronegatividad

halógenos

calcógenos

metales

Electronegatividad

• Halógenos o calcógenos y no metales: les faltan 1 o 2 electrones para completar su capa de valencia, con lo que tienden a captar electrones transformándose en aniones= son muy electronegativos.
• Metales: les faltan muchos electrones para completar su capa de valencia con lo que tienden a ceder 1 o 2 electrones, formando cationes = muy poco electronegativos.

Fr

0,7

1 u = 1,66·10-27 kg

3. La tabla periódica de los elementos

Actividades

Nombra dos elementos que tengan el mismo nº de electrones en su último nivel que el aluminio (Z=13)

¿Cuántos niveles electrónicos tienen los átomos comprendidos entre el sodio y el argón?

¿Cómo varía el número de electrones del último nivel energético al pasar de un elemento al siguiente en cada período?

El electrón diferenciador de un elemento es el que ocupa el subnivel energético más externo. Indica qué subnivel ocupan los electrones diferenciadores de los elementos siguientes: litio, neón, magnesio, escandio y bromo.

3. Nomenclatura química

La adopción universal de una nomenclatura según la IUPAC.Herramienta clave para una comunicación eficiente en:

• Las ciencias químicas
• La industria
• Para legislación relacionada con importaciones/exportaciones, salud y seguridad.

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

3.1. Estado de oxidación

Es la suma de cargas positivas y negativas de un átomo, lo cual indirectamente indica el número de electrones que tiene el átomo.

La oxidación se da cuando un elemento o compuesto pierde uno o más electrones. Generalmente, cuando una sustancia se oxida (pierde electrones), otra sustancia recibe o capta dichos electrones reduciéndose (las reacciones de óxido-reducción o redox).

Ejemplo: Al3+ = el átomo de aluminio ha perdido 3 electrones.

Los elementos químicos se dividen en 3 grandes grupos, clasificados por el tipo de carga eléctrica que pueden adquirir al participar en una reacción química:

• Metales
• No metales
• Gases nobles

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

3.1. Estado de oxidación

Las reglas generales para la determinación del estado de oxidación son:

• Para un elemento puro: 0 (cero).
• Para un ion monoatómico es equivalente a su carga (+ o -).
• En un compuesto:
• Hidrógeno: +1 (cede un electrón)
• Oxígeno: -2 (gana 2 electrones)
• Los estados generales de oxidación para otros elementos, tales como los metales, pueden ser determinados en función de sus posiciones en la tabla periódica.
• La suma de los estados de oxidación de todos los átomos en una especie química es igual a la carga. Ejemplos: 0 para moléculas neutras, -1 para aniones con carga neta de -1.

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

3.1. Estado de oxidación

Los más habituales de los distintos grupos se muestran en la siguiente tabla:

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

3.2. Enlaces químicos

Los gases nobles:

• Último nivel electrónico completo (8 electrones): ns2 np6 (excepción: He: 1s2).
• Átomos aislados, no formando moléculas.
• Configuración electrónica más estable posible.

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

3.2. Enlaces químicos

Existen diferentes tipos de enlaces químicos, basados todos en la estabilidad especial de la configuración electrónica de los gases nobles, tendiendo a rodearse de ocho electrones en su nivel más externo (regla del octeto de Lewis). Así, El resto de elementos intenta alcanzar la configuración electrónica del gas noble más próximo en la tabla periódica, explicando así su comportamiento químico.

Ejemplo:

• Un átomo A necesita 3 electrones para obedecer la regla del octeto. Si adquiere los 3 electrones su número de oxidación es 3-.
• Un átomo B tiene los 3 electrones para ceder al átomo A. Cuando ceda esos 3 electrones B átomo tendrá un número de oxidación de 3+ .
• Entonces los átomos A y B pueden unirse para formar un compuesto, lo que depende de las interacciones entre ellos.

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

3.2. Enlaces químicos

Dibuja los diagramas de Lewis de los siguientes elementos: Na (Z= 11) y P (Z = 15).

Diagrama de Lewis

• Representa los electrones de valencia (último nivel electrónico) de un átomo.
• Configuración electrónica más estable posible.
• Símbolo del elemento y alrededor los electrones de valencia representados por puntos.

LitioNecesita perder un electrón para tener los mismos electrones de valencia que el helio (gas noble más próximo).

OxígenoPara tener 8 electrones de valencia como el neón (gas noble más próximo) necesita adquirir 2 electrones.

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

3.2. Enlaces químicos

Diagrama de Lewis

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

3.2. Enlaces químicos

Actividades

De acuerdo con la regla del octeto, indica el número de electrones que: a)Tiende a captar un átomo de fósforo. b)Tiende a captar un átomo de un elemento situado en el grupo 16 del sistema periódico. c)Tiende a ceder un átomo de magnesio. d)Tiende a ceder un átomo de un elemento situado en el grupo 13.

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

3.2. Enlaces químicos

Un enlace químico es la fuerza electrostática que mantiene unidos a los átomos en una agrupación atómica (elementos o compuestos). Se forma cuando las fuerzas electrostáticas de atracción contrarrestan a las de repulsión.

Molécula de hidrógeno

• protón-electrón

• protón-protón
• electrón- electrón

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

3.2. Enlaces químicos

Los enlaces químicos pueden darse:

• Compartiendo electrones: compuestos covalentes. Ejemplo: molécula del agua.
• Cediendo y adquiriendo electrones: compuestos iónicos. Ejemplo: en los cristales de cloruro de sodio.
• Se organiza un mar de electrones entre átomos de elementos metálicos: compuestos metálicos. Ej. hierro.

Enlace iónico. Un átomo dona electrones a otra especie, y al tener cargas opuestas se atraen mutuamente.

Enlace covalente apolar (metano). Ambos átomos comparten el par de electrones para cumplir la regla del octeto

Enlace metálico en el zinc.

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

3.2. Enlaces químicos

Enlace covalenteLos átomos comparten electrones.

Elementos covalentes molecularesComparten electrones con 2 o más átomos del mismo elemento químico.

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

3.2. Enlaces químicos

Enlace covalente

Elementos covalentes moleculares

Propiedades de los elementos covalentes moleculares

• Generalmente gaseosos (Br2: líquido e I2: sólido)
• Puntos de ebullición y fusión bajos.
• No conducen la corriente eléctrica al no tener electrones libres.
• Insolubles o muy poco solubles en agua.

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

3.2. Enlaces químicos

Enlace covalente

Compuestos covalentes moleculares

Los átomos de elementos no metálicos comparten electrones .Ej. agua, dióxido de carbono, metano, butano, benceno.

Propiedades de los compuestos covalentes moleculares

• Gaseosos , líquidos o sólidos (quebradizos).
• Puntos de ebullición y fusión muy bajos.
• Malos conductores de la corriente eléctrica.
• No solubles en agua. Sí solubles en disolventes polares como benceno y acetona.

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

3.2. Enlaces químicos

Enlace covalente

Cargas eléctricas en enlaces covalentes

Dipolos: moléculas polares

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

3.2. Enlaces químicos

Enlace covalente

Molécula de agua: dos enlace covalentes simple H-O.

Electrones en la última capa de valencia:

• Oxígeno: 2s2 2p4 -> faltan 2 electrones para completarlo.
• Hidrógeno: 1s1

Por su polaridad, las moléculas de agua establecen fuerzas intermoleculares H-O de diferentes moléculas de agua.

Molécula polar:

• Carga parcial positiva: el hidrógeno
• Carga parcial negativa: oxígeno

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

3.2. Enlaces químicos

Enlace iónico

• Metal: pierde electrones.
• No metal: gana electrones.

Ganar y perder electrones entre átomos diferentes da cationes y aniones que se atraen electrostáticamente dando compuestos iónicos en cristales.

Na y Cl no cumplen la regla del octeto pero su catión y anión respectivos sí la cumplen.

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

3.2. Enlaces químicos

Solubilidad en agua:

La molécula de agua es un dipolo que facilita la disolución de compuestos iónicos.

Enlace iónicoCompuestos iónicos:

• Solubles en agua.
• Sólidos cristalinos a temperatura ambiente.
• Conductividad.
• Mala en estado sólido.
• Buena en estado líquido.

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

3.2. Enlaces químicos

Ordena por carácter metálico: F, K, Al, O, Ca, C y Na.

Enlace metálico

• Metal + metal.
• Metales: 1, 2 o 3 electrones en su nivel electrónico más externo, unidos débilmente al núcleo= fácil de ceder.
• Cuando dos átomos de elementos metálicos se aproximan sus niveles electrónicos externos se solapan, quedando los electrones no asociados a ninguno de los átomos= electrones libres deslocalizados.

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

3.2. Enlaces químicos

Actividades

El nitrógeno se une a otro nitrógeno mediante: a)Enlace covalente triple. b)Enlace iónico simple. c)Enlace metálico. d)Enlace covalente doble.

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

Sustancias simples

Formadas por uno, dos o más átomos de un solo elemento químico.

• Metales: se nombran como el elemento: litio, magnesio, plata, etc.

• Gases nobles: son monoatómicos y se nombran como el elemento: helio, neón, xenón. etc.

• Resto de gases y moléculas homonucleares: se nombran utilizando el prefijo numeral correspondiente: dihidrógeno (H2), dinitrógeno (N2), tetrafósforo (P4). Excepción: para O3 se acepta ozono.

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

Combinaciones binarias de oxígeno

Tres posibilidades:

• Con prefijos multiplicadores. Se nombran como óxidos del elemento correspondiente:

-N2O5: pentaóxido de dinitrógeno

• Con números de oxidación. Se nombran como óxidos del elemento y entre paréntesis y en números romanos su número de oxidación si puede actuar con más de uno.

-N2O5: óxido de nitrógeno (V)

• Con números de carga: Se nombran como óxidos del elemento, y entre paréntesis la carga si puede actuar con más de un número de oxidación.

-N2O5: óxido de nitrógeno (+)

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

Combinaciones binarias de oxígeno

• Peróxidos. Combinaciones del ion peróxido (O22-) con un elemento metálico o no metálico, actuando el oxígeno con número de oxidación -1. Se pueden nombrar:
• como peróxidos del elemento o
• mediante prefijos multiplicadores.

H2O2 (agua oxigenada): peróxido de hidrógeno o dióxido de dihidrógeno

1 u = 1,66·10-27 kg

3. Nomenclatura química

Combinaciones binarias de hidrógeno

• Con no metales de los grupos 16 y 17.
• Números de oxidación:El hidrógeno actúa con número de oxidación +1, y el no metal su número de oxidación negativo. Se nombran como raíz del no metal-uro de hidrógeno, aunque se mantienen para las disoluciones acuosas los nombres tradicionales de ácido con el sufijo -hídrico. Ejemplo:
• H2S --- sulfuro de hidrógeno o ácido sulfhídrico
• - Resto de no metales. El hidrógeno actúa con número de oxidación -1, y se nombran mediante prefijos multiplicadores, aunque se admiten nombres de sustitución y comunes. Ejemplo:
• NH3 --- trihidruro de nitrógeno, también conocido como azano o amoniaco
• - Con metales (hidruros metálicos). El hidrógeno actúa con número de oxidación -1, y se nombran como hidruro de metal, mediante prefijos multiplicadores, número de oxidación o número de carga. Ejemplo:
• SnH4 puede ser tetrahidruro de estaño, hidruro de estaño (IV) o hidruro de estaño (4+)

• Con no metales de los grupos 16 y 17. H (+1) + elemento del grupo 16 o 17
• Nombre común. No metal-ano.

Ej. H2O: oxidano

• De composición. No metal-uro de hidrógeno.

Ej. H2S: sulfuro de hidrógeno

• Nomenclatura de hidrógeno. Hidrógeno (no metal-uro).

Ej. HCl: hidrógeno (cloruro)

• Tradicional (en desuso). Ácido metal-hídrico.

Ej. H2S: ácido sulfhídrico

H2O2 (agua oxigenada): peróxido de hidrógeno o dióxido de dihidrógeno

1 u = 1,66·10-27 kg

H2O2 (agua oxigenada): peróxido de hidrógeno o dióxido de dihidrógeno

• Resto de no metales. El hidrógeno actúa con número de oxidación -1, y se nombran mediante prefijos multiplicadores, aunque se admiten nombres de sustitución y comunes. Ejemplo:
• -

3. Nomenclatura química

Combinaciones binarias de hidrógeno

• Resto de no metales. no metal + H (-1)
• Nomenclatura sistemática. nº-hidruro de no metal.

Ej. NH3: trihidruro de nitrógeno

• Tradicional. No metal-ano.

Ej. NH3: azano (amoníaco)

H2O2 (agua oxigenada): peróxido de hidrógeno o dióxido de dihidrógeno

1 u = 1,66·10-27 kg

H2O2 (agua oxigenada): peróxido de hidrógeno o dióxido de dihidrógeno

3. Nomenclatura química

Combinaciones binarias de hidrógeno

• Con metales. no metal + H (-1)
• Nomenclatura sistemática. Nº-hidruro de no metal.

Ej. SnH4: tetrahidruro de estaño

• Número de oxidación. Hidruro de metal (nº oxidación en romano)

Ej. SnH4: hidruro de estaño (IV)

• Número de carga. Hidruro de metal (nº carga)

Ej. SnH4: hidruro de estaño (4+)

H2O2 (agua oxigenada): peróxido de hidrógeno o dióxido de dihidrógeno

1 u = 1,66·10-27 kg

H2O2 (agua oxigenada): peróxido de hidrógeno o dióxido de dihidrógeno

Fuente: https://www.researchgate.net/figure/Fig-107-Isotopos-del-hidrogeno_fig82_339464649

Dalton: los átomos, indivisibles y macizos, son los constituyentes últimos de la materia, que se combinan para formar compuestos.

Representación gráfica de un átomo de carbono 12 en base al modelo atómo de Bohr.

Maxwell formuló la teoría clásica del electromagnetismo deduciendo así que la luz está hecha de campos eléctricos y magnéticos que se propagan por el espacio.

Gase nobles (grupo 18)

Tienen una estructura especialmente estable con su capa de valencia completa (1s2 o ns2 p6), por lo que no reaccionan con otros elementos. El resto de elementos cuando reaccionan tienden a adquirir esta configuración con la capa de valencia completa cediendo, tomando o compartiendo electrones.

Demócrito propuso que la materia estaba formada por pequeñas partículas indivisibles (átomos) entre los cuales habría vacío.

Para verificar las propiedades de las partículas, Thomson colocó el tubo de rayos catódicos entre dos placas con cargas opuestas, y observó que el rayo se desviaba, alejándose de la placa cargada negativamente y acercándose a la placa cargada positivamente. De este hecho infirió que el rayo estaba compuesto de partículas negativamente cargadas.

Se resume en tres postulados:

1. Los electrones trazan órbitas circulares en torno al núcleo sin irradiar energía.
2. No todas las órbitas son posibles, sólo las que tengan valores de energía dados por el número cuántico principal (n), que toma valores enteros.
3. Los electrones emiten o absorben energía al saltar de una órbita a otra y al hacerlo emiten un fotón que representa la diferencia de energía entre ambas órbitas.

Fuente: https://concepto.de/modelos-atomicos/#que-son-los-modelos-atomicos

Thompson propuso el primer modelo de átomo. Los electrones (con carga negativa) estarían incrustados en una nube de carga positiva, de forma que se compensarían las cargas.

Electrones de valencia

Fuente: https://es.wikipedia.org/wiki/Elementos_del_bloque_p

Los electrones de un átomo son atraídos por las cargas positivas que se concentran en el núcleo. Cuanto mayor es la energía que posee un electrón, mayor es la fuerza para resistir a la atracción que sobre él ejercen las cargas positivas, y por lo tanto, mayor es la distancia que lo separa del núcleo. Así, los electrones se ubican en diferentes capas o niveles electrónicos: los que poseen menos energía se encuentran en los niveles más internos y los que poseen más energía en los niveles exteriores.

Los electrones giran alrededor del núcleo dentro de los orbitales, en distintos niveles energéticos. Cada orbital puede albergar hasta dos electrones. Un nivel incluye distintos tipos de orbitales, que se agrupan en subniveles.

Fuente: http://www.genomasur.com/BCH/BCH_libro/capitulo_01.htm

Concibe a los electrones como ondulaciones de la materia. Eso significa que se puede estudiar probabilísticamente la posición de un electrón o su cantidad de movimiento pero no ambas cosas a la vez, debido al Principio de Incertidumbre de Heisenberg. Este es el modelo atómico vigente a inicios del siglo XXI, con algunas posteriores adiciones. Se le conoce como “Modelo Cuántico-Ondulatorio”.

Fuente: https://concepto.de/modelos-atomicos/#ixzz8ntVuz7zw

De mayor a menor: Potasio (K) > Calcio (Ca) > Sodio (Na) > Aluminio (Al) > Carbono (C) > Oxígeno (O) > Flúor (F)

Los electrones giran alrededor del núcleo dentro de los orbitales, en distintos niveles energéticos. Cada orbital puede albergar hasta dos electrones. Un nivel incluye distintos tipos de orbitales, que se agrupan en subniveles.

Fuente: http://www.genomasur.com/BCH/BCH_libro/capitulo_01.htm

El "modelo del átomo cúbico”, proponía la estructura de los átomos en forma de cubo, en cuyos ocho vértices se hallaban los electrones. Esto permitió avanzar en el estudio de las valencias atómicas y los enlaces químicos.

Fuente:https://concepto.de/modelos-atomicos/#ixzz8D6lw9b9y

a) Enlace covalente triple.

Configuración electrónica:

Electrones de valencia:

Diagrama de Lewis:

Enlace covalente triple:

Rutherford realizó una serie de experimentos partir de láminas de oro determinando que el átomo está compuesto por un núcleo atómico de carga positiva (la mayor parte de su masa) y los electrones, que giran libremente alrededor de este núcleo. En este modelo se propone por primera vez la existencia del núcleo atómico. La mayoría del átomo estaría vacío. Este modelo contradecía la teoría electromagnética de Maxwell, ya que los electrones al girar deberían emitir ondas electromagnéticas, y no explicaba los espectros de emisión atómica, que sólo emitían en longitudes de onda concretas y no en un espectro. continuo.

Fuente: https://concepto.de/modelos-atomicos/#ixzz8ntKkmuYT

Más info: https://www.alonsoformula.com/fqeso/4_2__modelos_atomicos.htm

Los electrones giran alrededor del núcleo dentro de los orbitales, en distintos niveles energéticos. Cada orbital puede albergar hasta dos electrones. Un nivel incluye distintos tipos de orbitales, que se agrupan en subniveles.

Fuente: http://www.genomasur.com/BCH/BCH_libro/capitulo_01.htm

Representación gráfica de un átomo de oxígeno en base al modelo atómo de Bohr.

Para intentar cubrir las deficiencias que presentaba el modelo de Bohr. Se basó en parte de los postulados relativistas de Albert Einstein. Entre sus modificaciones está la afirmación de que las órbitas de los electrones fueran circulares o elípticas, que los electrones tuvieran corrientes eléctricas minúsculas y que a partir del segundo nivel de energía existieran dos o más subniveles.

Fuente: https://concepto.de/modelos-atomicos/#ixzz8ntUhx6Jj

Fuente: https://es.wikipedia.org/wiki/Estructura_de_Lewis