Química 4ºE.S.O.

Tema 1

(Elementos y Compuestos)

Resumen:

1.- Las partículas Fundamentales

1.1.- El electrón

1.2.- El protón

1.3.- El Neutrón

2.- Modelos Atómicos

2.1.- Modelo Atómico de Thomson

2.2.- Modelo atómico de Rutherford

2.3.- Modelo atómico de Bohr

2.4.- Modelo atómico de orbitales.

2.5.- Configuración electrónica de un elemento.

3.- El Sistema periódico de los elementos

3.1.- Estructura del Sistema Periódico

3.2.- Regularidades en el Sistema Periódico

4.- Enlaces químicos

4.1.- Compuestos Iónicos

4.2.- Compuestos Covalentes

4.3.- Sustancias Metálicas

4.4.- Fuerzas Intermoleculares

1.- Las Partículas Fundamentales:

Teoría Atómica de Dalton:

• La materia esta formada por pequeñas partículas, separadas e indivisibles denominadas átomos.

• La Sustancia que tiene todos sus átomos iguales es un elemento.

• Los átomos de los diferentes elementos se distinguen por su masa y sus propiedades.

• Los átomos de elementos distintos pueden unirse en cantidades fijas, para formar compuestos.

• Los átomos de un determinado compuesto o átomos compuestos, son también iguales en masa y propiedades.

Átomo Compuesto = Molécula

1.1.- El Electrón:

Rayos Catódicos: Si en el interior de un tubo de descarga que contiene un gas, se disminuye su presión y se aumenta la diferencia de potencial, se produce una descarga eléctrica en forma de rayos, denominados Rayos Catódicos.

(Están formados por pequeñas partículas de carga negativa y de muy poca masa denominadas electrones)

J. J. Thomson, repitió la experiencia varias veces, con distintos gases y concluyó en que estas partículas estaban presentes en toda la materia.

1.2.- El Protón:

El protón fue descubierto cunado se utilizo el tubo de descarga, atravesado por finas perforaciones llamadas canales.

Tras el cátodo aparecían unos Rayos: RAYOS CANALES

Rayos Canales: Son los formados por las partículas positivas. La magnitud de su carga y su masa depende de la naturaleza del gas existente en el tubo.

Cuando la sustancia del tubo es Hidrogeno, las partículas tienen la misma carga.

Los Rayos canales están formados por partículas de carga positiva y de masa1837 veces mayor que la de los electrones, son denominados protones, que también están presentes en todos los elementos.

1.3.- El Neutrón:

J.Chadwick, descubrió una partícula subatómica que no poseía carga eléctrica, pero que poseía una masa similar a la del protón.

Los neutrones, son partículas, fundamentales de los átomos.

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Elementos: Conjunto de átomos de un mismo tipo.

Compuesto: Es la unión de átomos de distintos elementos en cantidades fijas.

Numero Atómico (Z): Es el número de protones que tienen los núcleos de los átomos de un cuerpo.

Numero Másico (A): Es la suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo.

Ión: Es un átomo cargado.

Isótopo: Elementos que poseen el mismo numero atómico pero distinto número másico.

A

X

Z

2.- Modelos Atómicos:

Modelo: Simplificación de la realidad utilizada para explicar los hechos experimentales.

2.1.- Modelo atómico de Thomson:

• El átomo esta constituido por una gran bola de materia cargada positivamente, en la que se encuentran incrustados los electrones en número suficiente para neutralizar su carga.

2.2.- Modelo atómico de Rutherford:

• La mayor parte de masa del átomo y la carga positiva, se encuentra en una zona central minúscula llamada núcleo.

• Fuera del núcleo los electrones, los electrones, en igual numero que las unidades de carga positiva, giran en orbitas alrededor de este.

Hoy sabemos que los núcleos están formados por protones y neutrones, y que la carga positiva del núcleo, se debe a la presencia de los protones.

2.3.- Modelo Atómico de Bohr:

A diferencia de los demás este hombre se centro en los electrones del átomo.

• Dentro de los átomos, los electrones se mueven alrededor del núcleo en orbitas definidas situadas a diferentes niveles.

• A cada nivel le corresponde un valor determinado de energía: Cuanto mas alejado del núcleo este, mas energía posee.

• La distancia de un nivel al núcleo, y su energía no pueden adoptar cualquier valor, sino solo ciertos valores muy definidos.

• Cada nivel admite un numero máximo de electrones que viene dado por la expresión 2 n2, donde n, designa los niveles 1, 2, 3 y 4.

2.4.- Modelo atómico de Orbitales:

• El electrón se comporta como una onda en su movimiento alrededor del núcleo.

• No es posible predecir la trayectoria exacta del electrón. Por eso hay que abandonarla idea de las orbitas definidas del modelo de bohr y hablar de orbitales atómicos.

• Un orbital atómico es una región del espacio en torno al núcleo, donde la probabilidad de encontrar un electrón es muy grande, en cada orbital no puede haber mas de dos electrones.

• Existen varias Clases de orbitales, que se diferencian por su forma y orientación en el espacio, asi, decimos que hay orbitales: s, p, d, f.

• En cada nivel electrónico hay un numero determinado de orbitales de cada clase, como se observa en la tabla siguiente.

Distribución de orbitales y electrones para los 4 niveles
Nivel	1	2	3	4
Tipo de orbitales	s	s p	s p d	s p d f
Numero de orbitales de cada tipo	1	1 3	1 3 5	1 3 5 7
Denominación	1s	2s 2p	3s 3p 3d	4s 4p 4d 4f
Numero máximo de e- en el tipo de orbital	2	2 6	2 6 10	2 6 10 14
Numero máximo de e- por nivel (2n2)	2	8	18	32

2.5.- Configuración electrónica de los elementos:

Criterios que debemos seguir para establecer la situación de los electrones de los átomos de un elemento, en su estado fundamental:

• El numero de electrones, de un átomo neutro, es igual al de protones del núcleo, que viene dado por el número atómico del elemento.

• Los electrones se colocan en los átomos, siguiendo el orden de energía ascendente que viene dado por el diagrama de Moeller.

Configuración electrónica:

Llamamos configuración electrónica o disposición electrónica de

Un elemento a la distribución de los electrones de un átomo en los distintos niveles y orbitales, ordenados de menor a mayor energía.

Configuración electrónica:

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f14, 6d10

Átomos Cargados eléctricamente: (IONES)

Los átomos neutros pueden adquirir carga eléctrica y transformarse en iones solamente cuando ganan o pierden electrones, nunca lo harán perdiendo o ganando protones.

Iones Negativos: También llamados aniones, se originan cuando un átomo gana electrones en corteza electrónica. Se colocan siguiendo el orden normal de llenado de orbitales, reflejado en el diagrama de Moeller.

De esta forma el átomo tendrá en su corteza, mas electrones que protones en su núcleo, por este motivo habrá un exceso de cargas negativas, que será la carga reflejada en el Ión.

Iones Positivos: También llamados Cationes, se originan cuando un átomo pierde electrones de la última capa de su corteza electrónica. Estos electrones se arrancan siempre de la capa mas externa o nivel energético mas alto que como ya sabemos, no siempre coincide con el orden inverso al llenado de orbitales.

De esta manera, el átomo tendrá menos electrones en su corteza, que protones en su núcleo, quedando con un exceso de protones, que es la carga reflejada en el Ión.

Irregularidades en el llenado de orbitales atómicos:

Los orbitales de tipo, d y f, confieren una gran estabilidad al átomo cuando se encuentran semilleros o llenos de electrones. Por esta razón cuando el átomo se encuentra próximo al semillenado, o al llenado completo de estos 2 orbitales, va a tender a estabilizarse, arrancándose electrones de su ultimo nivel energético, para colocarlos en estos orbitales d y f, y conseguir así el semillenado o llenado completo.

Es decir, cuando en la práctica nos encontremos que el último electrón de la configuración electrónica de un átomo, se sitúa en un orbital d4 o d9, automáticamente debemos quitar un electrón de su último nivel energético y colocárselo en el orbital d, para convertirlo en un d5 y d10, que son las configuraciones de máxima estabilidad.

3.- El sistema periódico de los elementos:

El sistema periódico actual o tabla periódica permite establece relaciones entre los diferentes elementos y aporta información muy valiosa sobre sus propiedades y su comportamiento químico.

3.1.- Estructura del Sistema periódico:

Ley Periódica: Muchas propiedades físicas y químicas de los elementos varían con regularidad periódica cuando estos se ordenan por orden creciente de su número atómico.

En cada periodo aparecen los elementos cuyo último nivel de su configuración electrónica coincide con el número del periodo, ordenados por orden creciente de número atómico.

En cada grupo aparecen los elementos que presentan el mismo número de electrones en el último nivel ocupado o capa de valencia.

Existen 18 grupos, algunos reciben nombres especiales:

G1 (Alcalinos), G2 (Alcalinotérreos), G16 (Calcógenos), G17 (Halógenos), G18 (Gases Nobles).

3.2.- Regularidades en el sistema periódico:

Todos los elementos gaseosos se encuentran a la derecha, a excepción del hidrógeno.

Si analizáramos el comportamiento de los elementos dentro de un mismo periodo comprobaremos:

• Los elementos situados más a la izquierda tienen, en general, mayor tendencia a perder electrones de su nivel más externo. (Metales)

• Los elementos situados mas a la derecha, por el contrario tienen mayor tendencia a capturar electrones e incorporarlos a su nivel más externo. (No metales)

La tendencia a reaccionar entre elementos de un mismo grupo es similar.

4.- Enlaces químicos:

La tendencia normal de los átomos es unirse a otros para formar agrupaciones estables, siempre que no sean gases nobles, ya que su tendencia es nula.

Regla del Octeto: En general los átomos, de los elementos al enlazarse ganan, pierden, o comparten electrones, para adquirir la configuración electrónica de gas noble.

Enlaces químicos: Son las fuerzas que mantienen unidos los átomos, iones o moléculas, en las distintas formas de agrupación posibles.

Existen varios tipos de enlaces químicos, en función del tipo de partículas que unen:

- Iónico Redes de Iones

- Covalente o Metálico Red de átomos

- Covalente Molécula

- Fuerzas Intermoleculares Red Molecular

4.1.- Compuestos Iónicos

Compuestos Iónicos: Sustancias que no están formadas por átomos neutros, sino que están formadas por iones.

Cuando los átomos de un elemento adquieran carga positiva o negativa, según cedan o ganen electrones, decimos que estos se ionizan.

• La carga que poseen los iones recibe el nombre de valencia iónica.

• Todos los compuestos iónicos están formados por un elemento metálico y uno no metálico.

• Los elementos metálicos tendrán a perder electrones, mientras que los no metálicos, tenderán a ganarlos.

EJEMPLO:

11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 Na+: 1s2 2s2 2p6

17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

• Los iones formados se colocan ordenadamente constituyendo una red cristalina de iones.

• Estos se unen mediante fuerzas electrostáticas.

Enlace iónico: Es la unión que resulta de la presencia de fuerzas de atracción electrostática entre iones de distinto signo.

Propiedades de los compuestos iónicos:

• Todos son sólidos a temperatura ambiente y su temperatura de fusión es elevada

• Son solubles en agua

• Disueltos en agua o fundidos conducen la electricidad. No conductores en estado sólido.

4.2.- Compuestos covalentes

Una sustancia covalente es aquella que se une mediante un enlace covalente.

Dos clases de sustancias covalentes:

• Sustancias covalentes moleculares: Sus átomos se agrupan formando moléculas.

• Sustancias covalentes atómicas: Sustancias sólidas que se agrupan formando una red cristalina.

En las sustancias covalentes se da un tipo de enlace muy distinto al iónico.

EJEMPLO:

Dos átomos de fluor se unen para formar la molécula F2:

Cada átomo de fluor tiene siete electrones en su último nivel (2).

Cuado ambos se aproximan se solapan los orbitales 2p de los 2 átomos y se integran en un orbital común

De modo que pertenecen a los 2 átomos por igual.

Cuando los átomos de flúor comparten un par de electrones, es como si cada uno de ellos hubiera ganado uno, entonces adquieren la configuración de un gas noble (Neón)

Enlace covalente:

Un enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones.

Valencia covalente:

La valencia covalente de un átomo es el número de electrones que este comparte con otros elementos.

Para representar los enlaces covalentes utilizaremos el sistema de Lewis:

• Para representar el átomo se escribe el símbolo del elemento rodeado de tantos puntos como electrones de valencia posea.

• Para representar una molécula se colocan los electrones del enlace entre los átomos que lo forman.

Algunos átomos pueden formar dos o mas enlaces covalentes según el número de electrones que necesitan, para completar el octeto y convertirse en gas noble.

• En las representaciones de Lewis, es frecuente usar un guión en vez de un punto, para simbolizar un par de electrones.

• Según el número de pares de electrones el enlace será simple doble o triple.

Enlace covalente simple:

O Enlace formado únicamente por un par de electrones compartidos.

Enlace covalente Doble

O Enlace formado por únicamente dos pares de electrones.

Enlace Covalente Triple:

O Enlace formado únicamente por tres pares de electrones.

Propiedades de las sustancias covalentes moleculares:

• Su temperatura de fusión es alta

• La mayoría son insolubles en agua, pero se disuelven en cualquier disolvente orgánico.

• Todos los gases y la mayoría de los líquidos pertenecen a este grupo.

• En estado puro no conducen la electricidad.

4.3.- Sustancias metálicas:

Podemos considerar las sustancias metálicas como un conjunto ordenado de átomos unidos entre si. Estos átomos han perdido sus electrones de valencia de modo que se han transformado en iones positivos, mientras los electrones forman una nube, que es capaz de moverse entre los huecos de los átomos.

Propiedades de las sustancias metálicas:

• Son buenos conductores en estado sólido.

• Son buenos conductores del calor.

• Tienen buenas propiedades mecánicas.

• Fundidas se disuelven en otros metales formando aleaciones.

4.2.- Fuerzas intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares: Son las fuerzas de atracción existente entre las moléculas de las sustancias covalentes.

En general, son mucho más débiles que las intramoleculares.

2 Clases: Fuerzas de Vander Waals

Enlaces de hidrogeno

Fin

Tema 2

(Formulación)

Compuestos Binarios: Compuestos Ternarios

Halogenuros Hidróxidos

- Fluor - …(OH)

- Cloro

- Bromo

- Yodo

Calcogenuros Ácidos Oxácidos

- Oxigeno

- Azufre

- Selenio

- Telurio

Hidruros Sales Neutras

- Hidrógeno

1.- Compuestos Binarios

Son compuestos formados por la unión de 2 elementos distintos de los cuales uno de ellos actuara con valencia positiva y otro con valencia negativa.

1.1.- Formulación en compuestos Binarios

Se debe escribir en primer lugar el símbolo del elemento que actúa con valencia positiva, seguido del elemento que actúa con valencia negativa. A continuación se escribe a modo de subíndices y con números árabes la valencia con la que actúa cada elemento `` De forma intercambiada ´´, y sin el signo.

- Cuando el Subíndices 1 no se escribe.

- Los elementos que pueden ocupar la posición izquierda de la formula, son todos los que posean

valencias positivas, mientras que el elemento situado a la derecha solo podrá ser uno de estos.

Fluor (F), Cloro (C), Bromo (Br), Yodo (I), Oxigeno (O) Azufre (S), Selenio (Se), Telurio (Te), Hidrogeno (H).

- Cuando Los Subíndices se puedan simplificar se debe hacer obligatoriamente.

S2O6 SO3 Ca2Se2 CaSe

Nomenclatura:

Se nombran con el nombre del elemento situado a la derecha terminado en -uro, seguido del nombre de otro elemento.

Excepciones

• Si el elemento es el Oxigeno, se nombra con la palabra (Óxido)

• Si el elemento es el Azufre, se nombra con la palabra (Sulfuro)

• Si el elemento es el Hidrogeno, se nombra con la palabra (Hidruro)

Tipos de Nomenclaturas:

Iupac

Se utilizan los prefijos: Mono, Di, Tri, Tetra, Penta, Hexa, Hepta…

…Delante del nombre de cada elemento de la formula indicando el número de átomos de cada tipo presentes en ella.

• El prefijo mono-, del segundo elemento nombrado no se escribe.

HF Monosulfuro de hidrógeno

Cl2O7 Heptaóxido de dicloro

SO3 Trióxido de azufre

CO2 Dióxido de carbono

PbS2 Disulfuro de plomo

AgH Monohidruro de plata

Stock

Se nombra según la norma general, acompañando al final del nombre, solamente cuando el elemento situado a la izquierda tenga más de una valencia positiva entre paréntesis y con números romanos la valencia con la que esté actuando.

HF Fluoruro de hidrógeno

Cl2O7 Oxido de Cloro (VII)

SO3 Oxido de azufre (VI)

CO2 Oxido de Calcio (IV)

PbS2 Sulfuro de plomo (IV)

AgH Hidruro de plata

Tradicional

Se nombra según la forma general acompañando al nombre de los siguientes prefijos y sufijos:

• Si el segundo elemento tiene solo 1 valencia positiva se acompaña con el sufijo (-ico)

• Si el Segundo elemento tiene mas de 2 valencias positivas, se acompaña con el sufijo (-oso), cuando actúa con la mayor de las 2 y con el sufijo (-ico), cuando actúa con la mayor.

• Si el segundo elemento tiene 3 valencias positivas, se acompañara al nombre con el prefijo (hipo-)y con el sufijo (-oso), cuando actúa con la menor de las 3, cuando actúa con la segunda valencia se usara el sufijo (-oso), y cuando actúa con la mayor de estas se usará el sufijo (-ico).

• Si el segundo elemento tiene 4 valencias positivas se usara el mismo sistema que con 3 empezando por la menor de las valencias y se utilizará el prefijo (per -), y el sufijo (-ico), para la 4ª de estas.

Excepciones:

1.- Cuando los óxidos son no metales, se sustituye la palabra óxido por la palabra anhídrido.

2.- Los óxidos de nitrógeno, solo forman anhídridos con las valencia impares, con las pares se nombraran como óxidos.

I N2O Anhídrido Hiponitroso

II NO Óxido Nitroso

III N2O3 Óxido Nítrico

IV N2O5 Anhídrido Nítrico

3.- Los Halogenuros y Calcogenuros de Hidrógeno, se denominan Ácidos Hidrácidos

Ácidos Hidrácidos

HF Ácido Fluorhídrico

HCl Ácido Clorhídrico

HBr Ácido Bromhídrico

HI Ácido Iodídrico

H2O Agua

H2S Ácido Sulfídrico

H2Se Ácido Selenhídrico

H2Te Ácido Telurhídrico

4.- Los Hidruros no metálicos se nombran con los siguientes nombres propios.

NH3 Amoniaco

PH3 Fosfina

AsH3 Arsina

SbH3 Estibina

BH3 Borano

CH4 Metano

SiH4 Silano

5.- Excepción del Manganeso

2.- Compuestos Ternarios

Son compuestos formados por la unión de los átomos pertenecientes a 3 elementos distintos.

Existen al menos 3 grupos:

1º Grupo de los Hidróxidos

Son compuestos formados por la unión de un metal con el grupo OH, el cual esta formado por 1 oxigeno e 1 hidrógeno, aunque el grupo OH, esta formado por la unión de 2 elementos, actúa como si fuese 1 solo de valencia -1.

Formulación:

Se formulan igual que 1 compuesto binario, escribiendo en primer lugar el símbolo del elemento con valencia positiva (metal), seguido del grupo OH (Con valencia negativa). Por último, se intercambian las valencias a modo de subíndices.

La valencia del metal afecta a todo el grupo OH, por lo que cuando sea mayor de 1, deberemos escribir el grupo OH entre paréntesis.

Al(OH)3

Nomenclatura:

Se nombran exactamente igual que los hidruros, por cualquiera de las 3 nomenclaturas, sustituyendo la palabra hidruro por la palabra hidróxido. En estos compuestos no hay excepciones, en la tradicional puesto que no hay óxidos no metálicos.

2º Grupo de los Ácidos Oxácidos

Son compuestos ternarios formados siempre por la misma estructura

HaXbOc

Donde:

H Hidrogeno

X Cualquier elemento no metálico excepto el fluor y el bismuto, el cromo o el manganeso, y de los metales estos 2 últimos.

O Oxígeno

Cloro I H Cl O Acido Hipocloroso

Bromo III H Cl O2 Acido Cloroso

Yodo IV H Cl O3 Acido Clórico

VII H Cl O4 Acido Perclórico

Azufre II H2 S O2 Acido Hiposulfuroso

Selenio IV H2 S O3 Acido Sulfuroso

Telurio VI H2 S O4 Acido Sulfúrico

I H N O Acido Hiponitroso

Nitrógeno III H N O2 Acido Nitroso

V H N O3 Acido Nítrico

Fósforo

III H3 P O3 Acido Fosforoso

Arsénico

V H3 P O4 Acido Fosfórico

Antimonio

Boro III H3 B O3 Acido Bórico

Carbono II H2 C O2 Acido Carbonoso

Silicio IV H2 C O3 Acido Carbónico

VI H2 Cr O4 Acido Crómico

Cromo

VI H2 Cr O7 Acido Dicrómico

VI H2 Mn O4 Acido Mangánico

Manganeso

VII H Mn O4 Acido Permangánico

3º Grupo de las Sales Neutras

Son compuestos ternarios formados por un metal y un resto acido.

Resto Acido: Dícese de lo que queda de un ácido oxácido cuando se le sustraen los hidrógenos.

Formulación:

Las sales neutras se formulan escribiendo el símbolo del elemento metálico en el lugar que ocupa el hidrógeno, en el ácido correspondiente.

A continuación se escribe a modo de subíndice la valencia con la que actua el metal a todo el resto acido,

Por ultimo, dicho subíndice se simplifica siempre que sea posible con el subíndice del metal.

H3 Sb O4 + Fe (II) H3 Sb O4 + Fe (III)

Fe3 (Sb O4)2 Fe3 (Sb O4)3 = Fe (Sb O4)

Nomenclatura:

Se nombran igual que el ácido oxácido correspondiente, eliminado la palabra ácido y sustituyendo el sufijo (-oso), por el sufijo (-ito), o el sufijo (-ico), por el sufijo (-ato), y acompañandole finalmente con el nombre del metal, según la nomenclatura tradicional.

Fe3 (Sb O4)2 = Antimoniato Ferroso.

Fin