La estructura de la materia

Lavoisier pesa los reaccionantes y a los productos y ve que la masa de ellos dos es la misma: deduce la ley de lavoisier mreaccionantes = mproductos

1808 Hipótesis de Dalton

• La materia de los elementos esta formada por átomos, partículas indivisibles.

• Los átomos del mismo elemento tienen la masa y los otros diferentes.

• Los átomos unidos entre si, se unen en relación de numeros enteros sencillos, dando moléculas

1800 Pila eléctrica de Volta. Reacciones químicas que producen energía eléctrica (dato experimental)

La electrolisis de Davy. Pasando corriente eléctrica por disoluciones acuosas - ácidos, hidróxidos y sales - se producen reacciones químicas.

1884 la Teoría de la disociación iónica de Arhenius. Al disolver en agua ácidos, hidróxidos o sales, se disocian en dos partes: cationes (positivos) y aniones (negativos)

1900 El descubrimiento del protón y electrón. Poco después se descubren los neutrones.

CARACTERÍSTICAS DE LAS PRINCIPALES PARTICULAS SUBATÓMICAS

Partícula

Electrón

Protón

neutrón

carga

-1

+1

0

masa en umas

menos que 1 uma

algo más que un uma

Algo más que un uma pero más que el protón

La relación entre las partículas es que la masa del protón es 1837 veces mayor que la del electrón.

El Nº Atómico (Z) indica el nº de protones que tiene el átomo, también indica el nº de electrones.

El Nº Masico (M) indica la suma del nº de los protones y nº de los neutrones que tiene el átomo.

Los isótopos son átomos del mismo elemento con el mismo Nº Atómico (Z) y ligeramente distinto Nº Masico. Ello es debido a que tienen el mismo nº de p+ y de e-, y distinto nº de n.

Las semejanzas entre un átomo y su isótopo es que tienen el mismo nº de electrones y protones, y tiene las mismas propiedades químicas y diferencias en las propiedades físicas y en el nº de electrones.

El sistema de periodos de Mendeleiev.

Mendeleiev presento en 1869 su tabla periódica, de 63 elementos.

Criterios del sistema de Mendeleiev:

1º Masa atómica creciente (de menor a mayor)

2º Quedan colocados en el mismo grupo, Familia o columna los elementos de propiedades químicas semejantes.

Ley periódica: Observa que después de cada cierto nº de elementos, aparecen otros con las mismas propiedades atómicas.

Mendeleiev, ordeno correctamente los elementos, que dejó espacios vacíos debajo del Al y Si que correspondían al Ga y al Ge. Pero se encontraron pequeñas anomalías en su clasificación.

En el s.XX se definió el Numero Atómico de un átomo: El nº de protones que tiene en el núcleo.

Henry Gwynn Moseley dijo que si en vez de ordenar los elementos de masa atómica creciente los ordenaban por nº atómico creciente desaparecían las pequeñas anomalías de Mendeleiev.

El sistema Periódico actual:

1º Ordena los elementos por nº atómico creciente

2º mantiene el 2º criterio de mendeleiev

A/ GRUPOS

Las columnas verticales (elementos de propiedades químicas similares)

• Grupos A: elementos representativos normales.

• Grupos B: elementos o metales de transición.

• Elementos de transición interna:

• Lactanidos: 14 elementos seguidos del Lantano (Z = 57)

• Actínidos: 14 elementos seguidos del Actinio (Z = 89)

B/ PERIODOS

Se llaman así a cada fila horizontal.

Los elementos se clasifican en grupos: metales, no metales, metales de transición, metales de transición interna (lactánidos y actínidos) y por ultimo los anfóteros (los que pueden actuar como metales y no metales)

El Método Científico

Es la manera como las Ciencias de la naturaleza, es decir, las ciencias experimentales avances en el conocimiento científico.

1º Se parte de Hechos y datos experimentales, observables, medibles.

P.ej.: Midiendo las masas de los reaccionantes y de los productos en una reacción química.

2º A veces, de los hechos se inducen las leyes científicas.

P.ej.: La ley de lavoisier sobre las reacciones químicas.

Entonces surgen las siguientes preguntas: ¿por qué...? ¿cómo se explica que...? ¿cómo son los elementos químicos para que...?

La respuesta suele ser:

3º Los modelos o hipótesis: que formulan los científicos son construcciones mentales de los científicos que intentan explicar como es aquel sistema que se esta estudiando (p.ej. los elementos químicos) para que se comporte siempre según los datos y las leyes experimentales-

La hipótesis provocan nuevas investigaciones y nuevos hechos o datos experimentales.

A veces, los nuevos datos experimentales invalidan la hipótesis.

Otras veces quedan completamente confirmadas con los nuevos datos experimentales.

Pero, en muchísimos casos, los nuevos datos experimentales confirman parte de la hipótesis y hacen de la hipótesis y hacen corregirla y mejorarla.

4º Una teoría es una hipótesis suficientemente confirmada. Pero sigue siendo una construcción mental. Si alguna vez llega a ser un hecho experimental dejaría de ser Teoría.

LOS MODELOS ATOMICOS

Modelo atómico de rutherford

Rutherford para sacar su modelo atómico realizo las siguientes experiencias. Él pone un átomo de Berilio en un recipiente con un orificio por el que saldrían las radiaciones. Delante del se ponen unos obstáculos de plomo con un hueco en medio para que las radiaciones vayan en línea recta y detrás, se pone una pantalla que capta todas las radiaciones y por detrás se pone una pantalla. Rutherford eligió estas partículas por que quería saber como estaban formados los átomos de oro. Así envió partículas con carga para descubrir el núcleo de los átomos de oro.

Características de las partículas alfa: tienen una velocidad de 20000 km/h. La masa de una partícula alfa es 4 veces la del protón y su carga es +2. En el núcleo contiene 2 protones y 2 neutrones.

Los datos experimentales fueron los siguientes:

1ºLa mayoría de las partículas “alfa” atravesaban la lámina de oro sin desviarse

2º Algunas, menos del 10%, se desviaron algo.

3º Muy pocas, menos del 1%, volvían repelidas por el mismo camino.

Modelo atómico de rutherford (postulados)

1º La mayor parte del átomo esta vacío.

2º Los protones están todos juntos en el centro del átomo (el núcleo), donde se acumula toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo.

Eso explica el menos del 1% de las repulsiones y el menos de 10% de las desviaciones.

3º Los electrones describen constantemente orbitas circulares alrededor del núcleo (la corteza)

¿Por qué estaban fuera y describían...? Porque el núcleo era positivo y describían orbitas por que así la fuerza centrífuga contrarrestaría la fuerza de atracción del núcleo y se mantendría en la orbita.

Dificultades del Modelo atómico de Rutherford

Un buen modelo o hipótesis provoca nuevas preguntas e investigaciones. Se obtuvieron nuevos datos experimentales que el Modelo era insuficiente para explicarlos. Los problemas son:

1º Una dificultad teórica procedente de los físicos electromagnéticos.

2º Una dificultad practica procedente de los datos experimentales sobre las rayas espectrales de los gases

1º Dificultad teórica:

Si el electrón giraba en orbitas circulares alrededor del núcleo, era una carga eléctrica sometida a un movimiento acelerado (puesto que la velocidad esta en constante cambio de dirección y sentido) y por tanto debería emitir energía. Al emitir energía, pierde velocidad y al perder velocidad pierde fuerza centrífuga. Y como la atracción del núcleo es cada vez mayor y la fuerza del electrón cada vez menor. El electrón describiría un movimiento en espiral y cada vez mas cerca del núcleo terminaría cayendo en él y siendo “engullido” por este.

2º Las rayas espectrales de los gases:

Los sólidos emiten luz blanca compuesta de 7 colores, los 7 del arco - iris. La luz blanca se puede descomponer con un prisma óptico. Hay muchas radiaciones con distinta energía y se reparten en las siguientes luces (las luces del arco - iris) formando lo que se dice un “espectro continuo de bandas”.

Los espectros producidos por la luz emitida por los gases. Si a un gas se le comunica energía, ese gas emite una luz propia de el. Es lo que ocurre en los anuncios luminosos. A diferencia de lo que ocurre con los sólidos, la luz emitida por un gas esta muy pocos colores. Esa luz, sometida a un espectroscopio, da un espectro de unas cuantas rayas, de energías y colores diferenciados, siempre los mismos para el mismo gas y distintos de los otros gases. Las rayas espectrales de los gases son propias y características de cada gas.

Modelo atómico de Bohr (postulados)

1º El átomo tiene dos partes, un núcleo que alberga todos los protones y una corteza con los electrones girando en orbitas circulares alrededor del núcleo.

2º los electrones solo pueden girar en determinadas orbitas alrededor del núcleo, orbitas de radios perfectamente definidos en cada átomo.

3º Cada orbita representa un nivel de energía, así que un electrón que gira en ella, tiene la energía que corresponde a esa orbita.

Un electrón que esta girando en su orbita no emite energía al espacio.

Si a un átomo se le comunica energía, sus electrones absorben energía y suben a orbitas circulares (el átomo esta “excitado” y anteriormente se dice que estaba en su “estado fundamental”)

Los electrones de os átomos excitados tienden a volver a su estado fundamental. Cuando un electrón baja de una orbita superior a otra inferior, emite une energía igual a la diferencia entre ambas orbitas.

Descripción de la estructura o configuración electrónica de los átomos según el modelo de capas electrónicas

• Para Bohr, capa = orbita = energía

• Borh introdujo el numero quántico principal n = 1, 2, 3, 4... que indica el nº de orbita o de nivel de energía.

• El numero máximo de electrones por nivel de energía o orbita = 2n2

p.ej. 1º orbita n = 1 2 12 = 2 e-

• Los radios de las orbitas van creciendo, siendo la diferencia entre ellos cada vez mayor (las distancias entre ellos cada vez son mayores)

Pero en cambio, las energías de las orbitas van creciendo, pero cada vez menos (las energías crecen pero no se aprecia tanto)

• Hallar la configuración o la estructura electrónica de un átomo sabiendo su numero atómico (Z) es distribuir sus electrones indicando cuantos hay en cada orbita o nivel y de que clase son.

Relación entre el sistema periódico y la configuración electrónica de un átomo

• El nº de periodo de un átomo me indica cual es su ultima orbita o nivel de energía en su estado fundamental.

p.ej. K nº de periodo 4, el ultimo nivel de energía del potasio es el 4º

• El nº de grupo de los elementos representativos (IA, IIA...) me indica el nº de electrones del ultimo nivel.

p.ej. K en el ultimo nivel (4º), tiene 1 e-

P en el último nivel (5º), tiene 5 e-

• Se llama electrón diferencial, al electrón que se añade al pasar de un elemento al siguiente. Dicho de otra forma, al ultimo e- de un átomo.

• Principio de la mínima energía. Mientras es posible, los electrones se sitúan en los niveles de menor energía.

• Símbolo o Notación de los electrones en la configuración electrónica.

nsx

p.ej. 3s1 = 1 e- tipo s en el 3º nivel

4p5 = 5 e- tipo p en el 4º nivel

EL ENLACE QUÍMICO

Es un dato experimental que los atomos se unen entre si. La fuerza que mantiene unidos a los atomos se llaman “enlace químico”

¿Por qué se unen? Las pistas que fueron teniendo los químicos:

Todos los atomos del mismo grupo tenian las mismas valencias y propiedades químicas semejantes. Pronto cayeron en la cuenta que eso se debia a que todos ellos tenian el mismo nº de e- en el ultimo nivel.

P.ej. Be, Mg, Ca,... Ultimo nivel ns2/ Valencia +2

Los gases nobles prácticamente no se combinan con ningun otro elemento. Eso nos hace pernsar que su configuración es estable.

Los químicos llegaron a la conclusión de que los atomos se unen para adquirir una configuración mas estable que es la configuración de gas noble.

P.ej. Na 1s22s22p63s1 Pierde con facilidad ese e- y pasa a tener la configuracion electronica del Ne.

Decimos que el sodio pierde 1e- para estabilizarse, y su valencia es +1.

Se llaman electrones de valencia de un atomo a los electrones del ultimo nivel.

DIAGRAMAS DE LEWIS

Consiste en representar un atomo por medio de su símbolo rodeado por los electrones del ultimo nivel, que pueden ser representados con aspas, puntos,...

P.ej. en vez de conf. electrónica.....

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El modelo del enlace ionico (kössel, 1916)

Los químicos trataron de explicar como y porque se producían las uniones entre atomos. El primer modelo generalmente aceptado fue el de kössel.

Afirmaciones, postulados:

• Explica como se unen los atomos de un metal y de un no metal.

• El metal pierde el/los e- para adquirir una conf. electrónica de gas noble y se convierte en CATION. El no metal coge eso (s) e- para adquirir una conf. electrónica de gas noble y se convierte en ANION.

• La fuerza del enlace ionico (la union entre ellos) se debe a la fuerza de atracción entre la carga + del cation y la carga - del anion.

P.ej. representa mediante diagramas de lewis el enlace ionico del cloruro sodico.

antes
despues

Electrovalencia

El modelo del enlace covalente (lewis, 1923)

Con el modelo del enlace ionico solo podiamos explicar como se unian los metales con los no metales, pero existen mucnos compuestos ñeque se unen los metales entre si.

P.ej. Existe el cloro , sabian que era Cl2, Cl-Cl, pero esa union Cl-Cl no se podia explicar con el modelo del enlace ionico. Entonces para expliocara las uniones entre dos no metales, lewis introdujo el modelo del enlace covalente.

• El enlace covalente se produce entre dos no metales.

• Los dos atomos no metalicos comparten un par de e- procedentes uno de cada atomo. Ese par de e- se mueven alrededor de los núcleos de ambos y asi adquieren la conf. de gas noble.

En diagramas de lewis

Los dos e- comunes se mueven alrededor de los dos núcleos.

• La fuerza del enlace covalente se debe a la fuerza de atracción electrica entre las cargas + de los 2 nucleos y el par comun de e-.
  

Por medio del enlace covalente, al unirse los atomos se forman moléculas.

Covalencia: La covalencia de un atomo es igual al nº de enlaces covalentes que forma.

P.ej. la covalencia del Cl en Cl2 (Cl-Cl) Cov Cl = 1

El par comun de e- del enlace covalente se suele representar tambien por un trazo o guion.

Ejemplos: el enlace covalente del H2S:

= h-s-h covalencia

Enlaces covalentes dobles

• Enlace simple = un par de e- compartidos.

• Enlace doble = dos pares de e- compartidos.
  

• Enlace triple = tres pares de e- compartidos.
  
  

Enlaces del carbono: