Teoría atómica

Química. Descomposición. Sustancias. Átomos. Sistema periódico. Elementos. Enlace químico

  • Enviado por: Miguel López
  • Idioma: castellano
  • País: España España
  • 8 páginas

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TEMA 4

-Elementos Y Compuestos-

-Teoría Atómica-

1. Las sustancias puras según la teoría cinética

Según la teoría cinética, las sustancias puras están formadas por un sólo tipo de partículas. Al realizar cambios físicos en ellas, pueden cambiar su estado de agregación, pero mantienen sus propiedades. Hay cambios que hacen que las partículas pierdan su identidad:

Descomposición por electrólisis

La electrólisis es un método en el cual una sustancia pura se descompone de otras sustancias puras mediante electricidad. Si hacemos pasar una corriente eléctrica por el agua, con una cantidad pequeña de ácido para que pase la electricidad por el agua, el agua deja de ser agua y se descompone en dos gases, hidrógeno y oxígeno.

Descomposición térmica

Algunas sustancias puras se descomponen, al calentarse, en otras sustancias puras distintas, antes de que se fundan con el calor. La descomposición térmica es un método utilizado para transformar unas sustancias puras, con temperaturas de fusión altas, en otras con distintas propiedades.

Elementos y compuestos

Un elemento es cualquier sustancia pura que no se puede descomponer en otras sustancias puras por ningún procedimiento.

Un compuesto es cualquier sustancia pura que, por procedimientos químicos, puede transformarse en otras sustancias puras distintas.

¿Qué ocurre cuando unimos dos sustancias puras?

Si dejamos salir hidrógeno de un globo, se mezcla con el aire, y aún que en este hay oxígeno, no se forma agua. Sin embargo, si encendemos una cerilla en la boca del globo, el hidrógeno se combina con el oxígeno y forma vapor de agua. Este es el proceso contrario de la electrólisis.

  • En la mezcla, las partículas de oxígeno e hidrógeno no sufrieron transformaciones (cambio físico). Las sustancias se juntan en cualquier proporción.

  • En la combinación se origina una nueva sustancia y tenemos partículas que no había, las de agua (cambio químico). Las sustancias se juntan pero la proporción es fija.

2. Teoría atómica

Cuando dos sustancias puras se combinan lo hacen siempre en igual proporción, y decimos que se ha producido un cambio químico. Las leyes que gobiernan el comportamiento de las masas de las sustancias que intervienen en un cambio químico se denominan Leyes Ponderales. Las Leyes Ponderales son:

  • Ley de Proust: El O2 y el H2 se combinan siempre en la misma proporción para formar agua (8 g. de oxígeno y 1 g. de hidrógeno = 9 g. de agua).

  • Ley de Lavoisier: La suma de las masas de las sustancias puras que se combinan es igual a la de las sustancias que se forman.

  • La existencia de los átomos

    La materia está formada por pequeñas partículas llamadas átomos, que no se pueden modificar. Un elemento es una sustancia pura con partículas que están formadas por átomos iguales en masa y propiedades. Un compuesto es una sustancia pura con unas moléculas que están formadas por átomos de distinta clase.

    Diferencia entre cambio físico y químico

    • Cambios Físicos: los átomos se mantienen en las mismas partículas y son éstas las que cambian de estado de agregación o se mezclan con otras.

    • Cambios Químicos: los átomos cambian de lugar y pasan a formar otras partículas distintas.

    3. Teorías atómicas sobre los átomos

    Teoría Atómica de Dalton

  • Materia formada por átomos inalterables que no se pueden dividir.

  • Las sustancias simples o elementos están formadas por átomos simples idénticos para cada elemento.

  • Los átomos de distintas sustancias tienen distinta masa y propiedades.

  • Los compuestos están formados átomos-compuestos (moléculas), idénticos entre si.

  • Los átomos no se destruyen en reacciones químicas, se recombinan en la proporción numérica más sencilla posible (dándole la razón a Proust).

  • Teoría Atómica de Thomson

    Pero Dalton no era capaz de explicar la naturaleza eléctrica de la materia:

    • Faraday conseguía separarlas en sus componentes (electrólisis), aplicando voltajes sobre sustancias compuestas.

    • Crookes aplicó fuertes voltajes a un gas encerrado en un tubo, en el que se hacía vacío. Como consecuencia, aparecían lo que denominó rayos catódicos.

    Pues bien, Thomson demostró que esos rayos estaban constituidos por partículas de carga negativa a las que llamó electrones (e) (más pequeñas que los átomos). Las partículas de gas que se habían quedado sin electrones, adquirían carga positiva, su masa era miles de veces mayor que la del electrón.

    Enunció así el llamado modelo del pudding de pasas (el átomo es como una tarta, cargada positivamente, en la que se incrustan electrones, que serían las pasas).

    La adición de nuevas cargas negativas otorgaba al átomo una carga total negativa. Si se eliminaban, el átomo adquiría carga positiva. Este modelo se apoya en dos hechos básicos:

  • La materia es eléctrica: el átomo debe contener una carga positiva que contrarreste los electrones.

  • La materia desprende electrones, pero nunca cargas positivas.

  • Teoría Atómica de Rutherford (Modelo Atómico Nuclear)

    A los hechos anteriores, se sumaron dos nuevos:

  • Efecto Fotoeléctrico: emisión de electrones por parte de una superficie metálica al incidir sobre ella.

  • Radiactividad: primero las sales de uranio, luego el polonio y el radio, que emitían espontáneamente radiaciones.

  • Rutherford decidió estudiar esa nueva radiación y descubrió en ella emisiones positivas (rayos alfa = "), negativas (rayos beta = ) y neutras (rayos gamma = )

    Experimento de la lámina de oro

    Rutherford utilizó rayos alfa como proyectiles para lanzarlos sobre una finísima lámina de oro. Los impactos se recogían sobre una pantalla fluorescente de sulfuro de zinc. Si los átomos eran como postulaba Thomson, las partículas alfa atravesarían la lámina de oro de modo uniforme. Sin embargo, se encontraron partículas muy desviadas y algunos que volvían hacia atrás. Rutherford concluyó que las partículas alfa sólo pueden ser devueltas hacia la fuente por un objeto concentrado, muy masivo, y con una fuerte carga positiva (núcleo).

    Postulados de Rutherford

  • El átomo está constituido por un núcleo central (con toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo).

  • En la corteza, estaban los electrones con carga negativa y masa despreciable frente a la del núcleo. Los electrones giran en órbitas circulares concéntricas en torno al núcleo.

  • El tamaño del núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño del átomo (átomo"estadio de fútbol) (núcleo"cabeza de alfiler). Entre el núcleo y la corteza hay espacio vacío.

  • Teoría Atómica de Bohr: Postulados

  • Los electrones giran en órbitas circulares en torno al núcleo merced a la tracción eléctrica protón-electrón.

  • El electrón no puede situarse a cualquier distancia del núcleo, sino que debe ocupar determinados niveles. No valen posiciones intermedias entre las órbitas.

  • Mientras el electrón se mueve en su órbita, no pierde energía. Si pasa de una órbita externa a otra más interna, desprende energía y viceversa.

  • Un modelo actual para el átomo de hidrógeno

    Pero el modelo de Bohr no explicaba totalmente las características del átomo de hidrógeno y presentaba aún más dificultades cuando se aplicaba a átomos con más de un electrón. No se sabía muy bien lo que era un electrón ni como se movía en torno al núcleo. Se pasó a hablar de nube electrónica y se definió el concepto de orbital: región del espacio donde hay más probabilidades de encontrar el electrón. Igual que en el Modelo de Bohr, en el actual se establecen una serie de niveles energéticos en la corteza atómica, de modo que en cada uno cabe un número determinado de electrones: la expresión es 2"n².

    4. ¿Qué caracteriza a los átomos?

    Pronto se vio que la masa del núcleo no se correspondía con la suma de masa de sus cargas positivas (protones), sino que era superior. Rutherford postuló la existencia de otra partícula subatómica neutra (neutrón).

    Número Atómico [Z]: número de protones que hay en el núcleo.

    Número Másico [A]: suma del número de protones y de neutrones del núcleo.

    Los isótopos

    La existencia en la naturaleza de elementos con masas atómicas decimales sugirió la existencia de variantes del mismo elemento en función del número de neutrones (N). A estas variedades se les llamó isótopos. Los isótopos son átomos con el mismo número de protones y distinto número de neutrones. Ejemplo de hidrógeno:

    Protio: un protón y cero neutrones [Z=1, A=1, N=0].

    Deuterio: un protón y un neutrón [Z=1, A=2, N=1].

    Tritio: un protón y dos neutrones [Z=1, A=3, N=2].

    El hecho de que la masa atómica sea decimal se debe a que se tiene en cuenta de que los porcentajes en que cada isótopo se presenta en la naturaleza.

    Masas atómicas relativas

    Las masas atómicas relativas se calculan adoptando como patrón la masa del isótopo

    'Teoría atómica'
    . La Unidad de Masa Atómica (UMA) es la doceava parte de la masa de un átomo de Carbono 12.

    Los iones

    Los iones son átomos que perdieron o ganaron electrones. Los iones pueden ser:

    • Cationes: son iones positivos que provienen de un átomo neutro que perdió electrones (H+, Ca+²).

    • Aniones: son iones negativos que provienen de un átomo neutro que ganó electrones (F).

    5. Evolución del concepto de elemento químico

    Primera definición: de la observación a la teoría cinética

    `'Elemento químico es una sustancia pura que no se puede transformar en otras más elementales por ningún procedimiento''. Esta definición la enunció Boyle y está basada en el comportamiento y no en la estructura interna de la materia.

    Segunda definición: la nueva visión de la teoría atómica

    `'Elemento es una sustancia pura en la que sus partículas están formadas por átomos iguales''. Esta definición está relacionada con la estructura interna de la materia, puesto que ya se conocía la Teoría Atómica de Dalton, pero este modelo suponía que el átomo era indivisible.

    Actual definición: intervienen las partículas subatómicas

    `'Elemento es una sustancia pura formada por átomos con el mismo número atómico''. Esta definición se anunció cuando se descubrieron las partículas que constituyen el átomo. Todos los átomos con el mismo número atómico tienen el mismo comportamiento químico y son isótopos del mismo elemento.

    TEMA 5

    -Sistema Periódico y Enlace Químico-

    1. ¿Cuántos elementos químicos se conocen?

    Actualmente se conocen 112 elementos distintos. Unos son muy abundantes en la naturaleza; sin embargo, otros son relativamente escasos; y algunos no existen en estado natural porque son artificiales, ya que sus átomos son inestables. La mayoría de los elementos se encuentran en la naturaleza formando compuestos y se necesita obtenerlos mediante reacciones químicas. Algunos elementos se encuentran en la naturaleza sin combinar. Se extraen de los minerales mediante procedimientos físicos.

    2. Evolución histórica de la clasificación de los elementos

    Antiguamente se observó que las propiedades de los elementos se repiten periódicamente, quiere decir que los elementos de una familia reaccionan de la misma manera con el oxígeno y forman compuestos de las mismas características. Posteriormente se comprobó que la estructura electrónica de los átomos es la que permite explicar la periodicidad de las propiedades.

    Primeras clasificaciones de los elementos

    • Lavoisier: fue el primero en separarlos en metales y no metales.

    • Döbereiner: los estableció en grupos de tres elementos con propiedades similares, que llamó triadas. En ellas, la masa atómica del elemento central era aproximadamente la media aritmética de las masas atómicas de los otros dos.

    • Mendeleiev y Meyer: situaron los elementos químicos conocidos en aquel tiempo en orden creciente de masas atómicas, colocando en la misma columna los que tenían propiedades similares. La genialidad de estos científicos les llevó a reservar algunos huecos en la tabla en previsión de que se descubrieran otros elementos que pudieran ocupar esos sitios. Los metales y los no metales no estaban separados y algunos elementos no estaban bien situados.

    3. El sistema periódico de elementos

    En el sistema periódico actual, los elementos se sitúan en orden creciente de número atómico. La tabla periódica consta de siete períodos y dieciocho grupos:

    • Grupos: cada uno contiene aquellos elementos con propiedades análogas. Hay ocho grupos cortos y diez largos.

    • Períodos: a la derecha de cada elemento se coloca el que le sigue en número atómico. Para que cada grupo contenga los elementos con propiedades semejantes, se necesita que los períodos sean de longitud destinta, resultando:

      • 1º Período: 2 elementos.

      • 2º y 3º Períodos: 8 elementos.

      • 4º y 5º Períodos: 18 elementos.

      • 6º Período: 32 elementos.

      • 7º Período: incompleto, en la actualidad con 26º elementos.

    Los períodos 6º y 7º, incluyen, respectivamente, los lantánidos y los actínidos, que se colocan fuera de la tabla para evitar líneas muy largas.

    El hidrógeno

    El hidrógeno es el primer elemento del sistema periódico; sin embargo, no está situado en ningún grupo. Esto es porque comparte propiedades con elementos de distintos grupos, pero no es semejante a ninguno de ellos. Se sitúa en el primer período, pero sin pertenecer a ningún grupo concreto.

    Metales, no metales y semimetales

    Los elementos se dividen en metales, no metales y semimetales. Los elementos del último grupo son los gases nobles.

    Metales

    Ocupan las zonas de los grupos 1 al 12, y algunos elementos de la parte inferior de los grupos 13, 14 y 15. Presentan las siguientes características:

    • son sólidos a temperatura ambiente (menos el mercurio).

    • tienen elevadas temperaturas de fusión y ebullición.

    • son buenos conductores de calor y de electricidad.

    • son dúctiles y maleables.

    Los metales adquieren la configuración de gas noble cediendo electrones de su última capa y formando iones positivos. En un período, la reactividad de los metales aumenta hacia la izquierda, porque los del grupo I se ionizan más fácilmente que los del grupo II porque es más fácil perder un electrón que dos

    En un grupo, la reactividad de los metales aumenta hacia abajo porque aumentamos el número de electrones y la capa de valencia queda más lejos del núcleo, por lo que los electrones son retenidos con menor intensidad y es más fácil cederlos.

    No Metales

    Ocupan la zona de los grupos 13 al 18. Presentan las siguientes características:

    • pueden ser sólidos, líquidos y gases a temperatura ambiente.

    • tienen temperaturas de fusión y ebullición variadas.

    • son malos conductores de calor y de electricidad.

    • reaccionan entre si y con los metales.

    Los no metales adquieren la configuración de gas noble cogiendo electrones para completar su capa de valencia. En un período, la reactividad de los metales aumenta hacia la derecha, porque los del grupo XVII sólo necesitan un electrón para tener ocho y los del grupo XVI necesitan dos.

    En un grupo, la reactividad de los no metales aumenta hacia arriba porque la capa de valencia está más cerca del núcleo, por lo que los electrones son retenidos con mayor intensidad.

    Semimetales

    Son un pequeño número de elementos situados entre los metales y los no metales. A veces se comportan como metales y a veces como semimetales.

    Regularidades de los elementos

  • los elementos situados en un mismo grupo tienen propiedades similares.

  • las propiedades de los elementos varían de forma regular en cada período.

  • el tamaño de los átomos de un elemento depende de dos factores opuestos:

  • la repulsión entre electrones y el aumento de número de capas incrementan el tamaño del átomo. Al descender en un grupo, aumenta el número de capas de electrones que tiene el átomo, por lo que aumenta el tamaño.

  • la atracción entre los electrones de la corteza del núcleo disminuye el tamaño de los átomos. Al ir a la derecha en un período, aumenta en número de protones, por lo que se hace mayor la atracción sobre la corteza disminuyendo el tamaño del átomo.

  • Características de algunos grupos

    Alcalinos

    Situados en el grupo I, constituyen el grupo de elementos con carácter más metálico. Este carácter aumenta con el número atómico. Sus propiedades son:

    • son blandos y se cortan fácilmente.

    • reaccionan fácilmente con hidrógeno, oxígeno, etc. Por eso se almacenan sumergiéndolos en petróleo sin que entren en contacto con aire.

    Halógenos

    Situados en el grupo XVII, constituyen el grupo de elementos con mayor carácter no metálico. Este carácter disminuye con el número atómico. Sus propiedades son:

    • su estado físico a temperatura ambiente es muy distinto: el flúor y el cloro son gases, el bromo es líquido y el yodo es sólido.

    • reaccionan fácilmente con metales.

    Gases Nobles

    Situados en el grupo XVIII y se caracterizan por su falta de reactividad química, por lo que se combinan difícilmente con otros elementos.

    4. Semejanza de propiedades de un grupo

    Propiedades químicas y electrones de valencia

    Los electrones están distribuidos en distintos niveles energéticos dentro de la corteza atómica. Los que ocupan el nivel más exterior se llaman electrones de valencia, y el nivel que ocupan, capa de valencia.

    Grupos del sistema periódico y electrones de valencia

    Todos los elementos de cada grupo tienen el mismo número de electrones en su capa de valencia, pero este, a veces no coincide con el número de grupo.

    La causa de la analogía de propiedades de los elementos de un grupo reside en la estructura de su corteza electrónica, en concreto en su capa de valencia.

    5. ¿Por qué se unen los átomos?

    Las propiedades químicas de los elementos están relacionadas con su capa de valencia. Por eso, hay que buscar en ella la explicación al hecho de que los átomos se encuentran unidos en la naturaleza.

    Únicamente los átomos de los gases nobles aparecen en la naturaleza sin enlazar porque tienen ocho electrones en su última capa, menos el helio que tiene dos (porque es el máximo). Esta es la causa de la estabilidad y poca reactividad de estos elementos.

    Regla del Octete

    `'En la formación de compuestos, los átomos tienden a intercambiar electrones con otros átomos hasta completar ocho electrones en su última capa''. Esta regla es útil para predecir la tendencia de los elementos a forma iones.

    Los átomos buscan estabilidad

    Algunos elementos poseen poco electrones en su última capa. Si pierde esos pocos electrones, la siguiente capa, que tiene ocho electrones, pasa a ser la externa, por lo que adquiere una configuración estable. También puede ocurrir que un elemento tenga muchos electrones en la última capa y que coge más electrones para completar la capa con ocho y ser estable.

    Enlace químico

    Los átomos se unen con otros de forma que la energía final del conjunto sea menor que la que tenían antes de unirse. Esta unión se llama enlace químico. La diferencia entre la energía del compuesto y la de los átomos por separado se llama energía de enlace.

    6. Modelos de enlace químico

    Enlace iónico

    Muchos átomos consiguen ocho electrones en su última capa ganando o perdiendo electrones, con el que se convierten en iones negativos y positivos respectivamente. El enlace iónico se origina por la atracción entre iones positivos (metales) y negativos (no metales). El enlace iónico siempre produce cristales iónicos.

    Enlace covalente

    Existen elementos y compuestos con átomos que tienen todos demasiados electrones en su última capa para formar iones de distintos signos. La estabilidad de estas uniones se interpreta al compartir electrones los átomos enlazados. El modelo utilizado para describir estas uniones es la notación de Lewis, que consiste en representarlo átomos mediante su símbolo con los electrones de la capa de valencia. Así, el enlace covalente se forma entre átomos no metálicos que comparten electrones (como la unión entre dos átomos de flúor) o cristales covalentes (como el diamante, formado por la unión de átomos de carbono que forman una red cristalina de enlaces covalentes muy fuertes).

    Enlace Metálico

    Los átomos de los metales se unen entre si formando un cristal metálico donde los electrones de sus últimas capas pertenecen a todos los átomos del cristal. Se supone que la red es un conjunto ordenado de iones positivos inmersos en una nube electrónica. Estos electrones se pueden mover con cierta libertad y son los responsables de la conductividad eléctrica de los metales.

    6. Propiedades de enlace químico

    Sustancias iónicas

    • son sólidos a temperatura ambiente, con altos puntos de fusión y de ebullición.

    • se fracturan al golpearlos.

    • se disuelven en agua.

    • no conducen corriente eléctrica en estado sólido, pero si en estado líquido y en disolución.

    Sustancias covalentes

    Sustancias moleculares

    • tienen bajos puntos de fusión y de ebullición, por lo que son gases o líquidos a temperatura ambiente.

    • no se disuelven en agua.

    • no conducen corriente eléctrica.

    Cristales covalentes

    • a temperatura ambiente son sólidos muy duros con altos puntos de fusión.

    • no se disuelven en agua.

    • no conducen corriente eléctrica (menos el grafito).

    Sustancias metálicas

    • son sólidos a temperatura ambiente.

    • conducen la corriente eléctrica como sólidos y como líquidos.

    • son deformables.