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La teoría de los cuatro elementos fue la aceptada durante muchos siglos. Siguiendo la teoría aristotélica los alquimistas (que están considerados como los primeros quími-cos) que intentaban obtener la Piedra Filosofal que les permitiría transmutar los me-tales en oro, curar cualquier enfermedad y evitar, incluso, la vejez y la muerte.

Su incesante trabajo en el laboratorio dio como fruto la invención o perfeccionamiento de muchos procedimientos aún hoy usados en los laboratorios (entre ellos la destila-ción), la síntesis de numerosos compuestos (como el ácido clorhídrico, sulfúrico o ní-trico), el descubrimiento de técnicas metalúrgicas, la producción de tintes, pinturas o cosméticos… etc.

El átomo. Lo que debes saber…

Protón Electrón Neutrón

Masa 1 u 1/1840 u ≈ 0 1 u

Carga + 1 - 1 0

Protón Electrón Neutrón

Masa 1.67·10-27 Kg 9.11·10-31 Kg 1.68·10-27 Kg

Carga +1.6·10-19 C -1.6·10-19 C 0

La preocupación de los filósofos griegos en la Antigüedad era averiguar la naturaleza de l universo. En el siglo V a.C. había dos tendencias filosóficas:

Empédocles, que creía que el universo estaba formado por cuatro elementos: agua, aire, fuego y tierra. Aristóteles, el más influyente de los filósofos griegos, adoptó esta teoría y la completó.

Leucipo y su discípulo Demócrito que creían que en las sucesivas divisiones una de las partículas obtenidas sería tan pequeña que ya no podría dividirse más. A estas partículas las llamó átomos y a la doctrina que defendía este pensamiento se la llamó atomisma

Como el Kg es una unidad demasiado grande para determinar la masa de las partículas atómicas, se utiliza la uma (u), unidad de masa atómica, que equivale a la masa de un protón. Con respecto a la carga se consi-derará la carga del protón como una carga.

El átomo es una estructura con un núcleo muy pequeño en relación con el tamaño total del átomo.

Está formado por Protones, Neutrones y Electrones.

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Modelos atómicos

La teoría de Dalton fue superada por experiencias que relacionaron las propiedades eléctricas de la materia con la existencia de otras partículas más pequeñas en el interior de los átomos.

THOMSON

En 1897, al someter a un gas a baja presión a un voltaje elevado, éste emitía unas radiaciones que se conocieron como rayos catódicos. Se observó que los rayos catódicos eran partículas negativas (se desviaban hacia el polo positivo de un campo eléctrico) con gran energía velocidad y energía. Se supuso que estas partículas deberían estar en todos los átomos. Thomson las llamó “electrones”.

Modelo de Thomson

Con otra experiencia, un poco más tarde, Goldstein, descubre el protón que permitió el diseño de la si-guiente experiencia

RUTHERFORD

Cuando una fuente de partículas atravesaba una fina lámina de oro se observaba en una pantalla fluorescente que la mayoría seguían en línea recta, mientras que algunas rebotaban. Esto sugirió un modelo hueco en el que la mayoría de la masa (positiva) se encontraba en concentrada en un núcleo

Modelo de Rutherford

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BOHR

Bohr ideó un nuevo modelo para el átomo que explicaba los espectros de rayas y solventaba los problemas de Rutherford. Supuso que los átomos emitían energía a saltos y no de manera continua.

Los electrones giran alrededor del núcleo únicamente en órbitas permitidas (radios cuantizados).

Cuando un electrón adquiere la energía suficiente salta de una órbita a la superior. Cuando el electrón deja de recibir esa energía, regresa a su órbita primitiva y emite energía que le sobra en forma de luz.

Otros científicos, a través de una serie de experiencias, llegaron a la conclusión de que alrededor del núcleo no hay órbitas tan simples como las imaginadas por Bohr, sino capas, cada una de las cuales puede contener varias subcapas.

Configuraciones electrónicas

Cada capa corresponde con un valor de energía, por lo que también se llama nivel de energía, y cada una de las órbitas contiene sus subniveles de energía. La configuración electrónica es la distribución de los electrones de un átomo en sus diferentes capas o niveles de energía. Las capas energéticas reciben el nombre de letras, pero ya están en desuso. Nosotros utilizaremos los nú-meros para el nivel y para asignar el subnivel usaremos letras en minúscula. Estudiaremos 4 niveles de energía que a su vez pueden tener subniveles de energía. Para ordenar los electrones, se colocan comenzando por el nivel de menor energía, pero no exactamente en el orden del cuadro que se presenta a continuación, que para lo que sí nos sirve es para comprobar el número de electrones máximo de cada nivel o subnivel de energía:

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Capa Nivel de ener-

gía Nº máximo de e-

por nivel Subnivel de

energía

Nº máximo de e- por subnivel

K 1 2 1s 2

L 2 8 2s 2

2p 6

M 3 18

3s 2

3p 6

3d 10

N 4 32

4s 2

4p 6

4d 10

4f 14

Para ordenar los electrones, es decir, para hacer la configuración electrónica de los átomos, tendremos que seguir el orden que nos marca el diagrama de Möeller: Así por ejemplo si queremos hacer la configuración del Litio, como es 3Li , esto quiere decir que tiene 3 protones en su núcleo y además es neutro, por lo que tendrá también 3 electrones que se distribuirán por su corteza de la siguiente manera:

Ejemplos

N Z = 7 1s2 2s 2p3

Mg Z = 12 1s2 2s2 p6 3s2

Si Z = 14 1s2 2s2 p6 3s2 p2

S Z = 16 1s2 2s2 p6 3s2 p4

Ar Z = 18 1s2 2s2 p6 3s2 p6

Ti Z = 22 1s2 2s2 p6 3s2 p6 4s2 3 d2 = 1s2 2s2 p6 3s2 p6 d24s2

Ga Z = 31 1s2 2s2 p6 3s2 p6 4s2 3 d10 4 p1 = 1s2 2s2 p6 3s2 p6 d10 4s2 4 p1

Br Z = 35 1s2 2s2 p6 3s2 p6 4s2 3 d10 4 p5 = 1s2 2s2 p6 3s2 p6 d10 4s2 4 p5

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El átomo Para representar un átomo se utilizan un símbolo (X) y dos números (A y Z) de la forma indicada a continua-ción.

El número atómico, Z, indica el número de protones

El número másico, A, indica el número de protones más el número de neutrones. (A = Neutrones + Z)

En un átomo neutro, sin carga, el número de protones coincide con el número de electrones. Por tanto, Z también representa en número de electrones del átomo neutro

Todos los átomos de un elemento tienen el mismo Z, es decir, todos tienen el mismo número de protones.

NOMENCLATURA DE LOS ÁTOMOS

x A

Z Símbolo del átomo

nº másico

nº atómico (se puede suprimir)

Carga

Iones e Isótopos

Hasta ahora hemos visto como cada elemento viene determinado por su número atómico, Z, que a su vez nos indica el número de protones que posee cada átomo. Esto quiere decir que los átomos de elementos distintos se diferencian en su Z, o lo que es lo mismo, un elemento determinado no puede ganar ni perder protones.

Otra cosa muy distinta ocurre con las otras dos partículas subatómicas, los electrones y los neutrones:

Cuando se le comunica una determinada cantidad de ener-gía a un electrón, este puede “saltar” del átomo, perdién-dolo. Ahora las cargas ya no estarían equilibradas por lo que el átomo está cargado. Se ha formado un ión Al quitar un electrón el átomo queda con carga (+), ya que ahora hay un protón más en el núcleo que electrones en la

corteza. A los iones positivos se les denomina cationes

En determinadas condiciones un átomo puede captar un electrón. Su-cede, entonces, que al haber un electrón de más el átomo queda car-gado negativamente. Es un ión negativo o anión

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Con los neutrones, ocurre lo mismo. Hay determinados elementos que presentan distinto número de neu-trones, aunque sean átomos del mismo elemento porque tienen el mismo número de protones.

Así, los isótopos son átomos que tienen el mismo Z y distinto A

Todos los isótopos tienen las mismas propiedades químicas, solamente se diferencian en que unos son un poco más pesados que otros. Muchos isótopos pueden desintegrarse espontáneamente emitiendo ener-

gía. Son los llamados isótopos radioactivos

Ejemplo: ¿Cual será la masa atómica del Cloro si sabemos que existen de él dos isótopos con 18 y 20

neutrones y que se encuentran en una proporción de un 77,5 % y un 22,5 % respectivamente?

La masa atómica se designa por M Lo primero que tenemos que hacer es hallar las A de los dos isótopos por lo que para ello toma-mos el valor de Z de la tabla periódica: Z=17. A = 17+18 = 35 A= 17+20 = 37 Ahora hallamos la media ponderada teniendo en cuenta el porcentaje. Tener en cuenta que:

77.5 % = 𝟕𝟕.𝟓

𝟏𝟎𝟎 = 0.775 y 22.5 % =

𝟐𝟐.𝟓

𝟏𝟎𝟎 = 0.225

Por lo que M = (35 · 0,775) + (37 · 0,225) = 35.45 ¡Que es el dato que aparece en la tabla periódica!

Si nos fijamos en un elemento cualquiera de la tabla periódica, podremos comprobar que su masa atómica no es un número entero. Si A (número másico) = Z + N

¿Por qué nos da un número decimal?

La masa atómica que viene en la Tabla Periódica no es sino una media ponderada (teniendo en cuenta los porcentajes de su abundancia) de las masas de casa uno de los isótopos que exis-ten de dicho elemento.

M = M1 · %1 + M2 · %2 + … + Mn · %n

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EJERCICIOS

1. Completa la siguiente tabla con las partículas que tienen los siguientes átomos:

Átomo A Z Protones Electrones Neutrones

C 12 6

N 7 7

Ca 40 20

S 16 32

2. Dos átomos son del mismo elemento si tienen el mismo número de ……………………..

3. Responde:

a) ¿Cual sería la fórmula del nitrato de potasio, molécula compuesta por 1 átomos de potasio, 1 átomo de nitrógeno y tres de oxígeno?

b) ¿Y la del tetrahidruro de platino (1 átomo de platino y 4 átomos de hidrógeno).

4. Dibuja un átomo con 5 protones, 5 neutrones y 2 electrones. a) ¿Cuál será su masa? b) ¿Y su carga? c) ¿Cómo se llama?

5. Haciendo uso de la tabla periódica, pon el nombre a los siguientes elementos: F, Se, Sr, Li, Au, Sb

6. Mira tu tabla periódica y escribe el símbolo de los elementos: cesio, manganeso, bromo, fósforo,

plata, azufre, magnesio, cinc.

7. Dibuja un átomo con 15 protones, 16 neutrones y 18 electrones. a) ¿Cuál será su masa? b) ¿Y su carga? c) Según la tabla periódica, ¿cómo se llama?

8. ¿Qué es el número atómico? ¿Y número másico?¿Con qué letras se expresa cada uno?

9. Indica el número de neutrones de los siguientes átomos: 3H, 18O, 127I.

10. ¿Cuantos electrones tendrán los siguientes iones: Ca2+, Cl-, Al3+, O2-. Decide cuales de ellos son ca-

tiones y cuales aniones.

11. Completa la siguiente tabla con las partículas que tienen los siguientes átomos:

Átomo A Z Protones Electrones Neutrones

𝑪𝟔𝟏𝟑

𝑵𝟕𝟏𝟒 -3

Ca+2 40 20

S 16 18 33

12.

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12. El magnesio tiene 3 isótopos estables: el 24Mg mayoritario con un 78,6 %, el 25Mg, con un 10,1 %, y el 26Mg, con un 11,3 %, ¿Cuál será su masa atómica relativa?

13. ¿Qué diferencia existe entre número másico y masa atómica?

14. Calcula la masa atómica de un elemento compuesto por tres isótopos cuyos números másicos son 20, 21, y 22 y cuyas abundancias son 91, 0,25 y 8,75 % respectivamente. ¿Podrías deducir de qué elemento se trata?

15. ¿Cuantos electrones tendrán los siguientes iones: H-, Br−, Pb2+, Ag+. Decide cuales de ellos son cationes y cuales aniones.

16. ¿Cómo escribirías un átomo de N con 10 electrones? ¿Y uno de Ca con 18 electrones?

17. Escribe la configuración electrónica del átomo de azufre (S), del bromo (Br) y del plomo (Pb). Toma los valores de sus números atómicos de la tabla periódica.

18. Razona si las frases sobre el modelo de Bohr son correctas: a) Los protones giran alrededor del núcleo sin emitir energía b) Los electrones pueden girar a cualquier distancia del núcleo c) Los electrones más cerca del núcleo son los que tienen más energía

19. Escribe la configuración electrónica de los átomos siguientes. ¿Tienen algo en común?

a) 𝐿𝑖37

b) 𝑁𝑎1123

c) 𝐾1939

20. Escribe la configuración electrónica de los átomos e iones:

Átomo/Ión Nº protones Nº electrones Configuración electrónica

𝑁𝑒1020

𝐹919 -

𝑀𝑔1224 +2

𝐴𝑙1327 +3

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El Sistema periódico

En la tabla se representan todos los elementos químicos que se conocen hasta hoy. Esta organización se denomina sistema periódico. Los elementos se ordenan en orden creciente de número atómico (Z)

Existen 7 periodos (filas) y 18 grupos (columnas). La colocación de un elemento en una casilla depende de su configuración electrónica.

Propiedades periódicas Las propiedades de los elementos varían de forma regular a lo largo y ancho del sistema periódico. El res-ponsable último de las propiedades de los elementos y de su distribución electrónica es su Z. Los elementos de un mismo periodo tienen idéntico número de niveles de energía, pero con un electrón más que el elemento anterior. Los elementos de un mismo grupo tienen el mismo número de electrones en el último nivel energético, por lo que tienen un comportamiento químico parecido.

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ENLACE IÓNICO

Se produce cuando se combina un metal y un no metal, es decir, se da entre iones de distinto signo, ya que las cargas de distinto signo se atraen.

Cuando un metal y un no-metal se unen, el metal cederá los electrones de su última capa al no metal convirtiéndose ambos átomos en “iones”: el metal en “catión” (cargado positivamente) y el no metal en “anión” (cargado negativamente).

El número de electrones cedidos o capturados por un átomo es lo que se conoce como valencia iónica.

Ejemplo: NaCl (sal común)

Na: 1s22s22p63s1 para tener configuración de gas noble Na+

Cl: 1s22s22p63s23p5 para tener configur. De gas noble Cl-

Uno le cede un electrón al otro.

Unión entre átomos

Los átomos tienden a unirse unos a otros para formar entidades más complejas. De esta manera se construyen todas las sustancias.

Los átomos se unen para conseguir una mayor estabilidad, es decir, un menor contenido en energía

Un enlace químico es una fuerza de tipo electroestático que mantiene unidos a los átomos La regla del octeto establece que los átomos se unen para adquirir 8 electrones en su último

nivel energético.

La teoría del enlace químico trata de dar respuesta a estas cuestiones.

La causa determinante de que los átomos traten de combinarse con otros es la tendencia de todos ellos a adquirir la configuración de gas noble (ns2 p6) en su capa más externa o “capa de valencia”.

Ésta es una configuración especialmente estable a la que tienden todos los elementos

ENLACE COVALENTE Si los átomos que se enfrentan son ambos electronegativos (no metales), ninguno de los dos cederá elec-trones. Una manera de adquirir la configuración de gas noble en su última capa es permanecer juntos con el fin de compartir electrones.

Ejemplo: HCl (ácido clorhídrico)

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En este caso los dos tienen a ganar electrones para llegar a la configuración de gas noble: H (Z=1) : 1s1 por lo que para ser gas noble: Cl- Cl (Z=17): 1s22s22p63s23p5 por lo que para ser gas noble: H-

ENLACE METÁLICO

En enlace metálico se debe a la atracción entre los electrones de valencia de todos los átomos y los iones positivos que se forman. El modelo más sencillo de enlace metálico se basa en una de las propiedades características de los metales: su baja electronegatividad (ceden electrones con facilidad). Así pues, el enlace metálico podemos describirlo como una disposición muy ordenada y compacta de iones positivos del metal (red metálica) entre los cuales se distribuyen los electrones perdidos por cada átomo a modo de “nube electrónica”. Es importante observar que los electrones pueden circular libremente entre los cationes, no están ligados (sujetos) a lo núcleos y son compartidos por todos ellos. Esta nube electrónica hace de “colchón” entre las cargas positivas impidiendo que se repelan a la vez que mantienen unidos los átomos del metal.

Ejercicios

21. Busca información y haz una tabla con las propiedades de cada uno de los tipos de enlace.

22. ¿Cómo se unirán dos átomos de cloro entre sí?

23. Cuál será la valencia iónica de: Na, O, Cl, Mg y N

24. Justifica la fórmula que tendrán los compuestos formados por a) S y Mg b) Cl y Pb c) P y Rb d) F y Al

25. ¿Pueden los gases nobles formar enlaces covalentes?¿Y los metales?

NOTA:

Para la elaboración de estos apuntes he tomado imágenes y textos de FisQuiWeb y IES Clara Campoamor, así como libros de texto EDELVIVES y Santillana.

4º ESO QUÍMICA Átomo y Tabla Periódica

1.- Completa la tabla:

Nombre Símbolo Nº protones Nº electrones Nº neutrones Z A Be 4 9

Boro 5 11

Ba 56 137

Bromo 35 45

Bi 83 209

2.- Completa la siguiente tabla:

3.- Completa la siguiente tabla:

(*) ¡Tener en cuenta! La configuración electrónica es de los electrones, es decir, del número de electrones que tenga el átomo o ión en cuestión.

4.- ¿Cómo es un átomo: una esfera maciza o un espacio esférico prácticamente vacío?

5.- Indica de forma razonada si la siguiente afirmación es correcta: “El número atómico es el número de electrones que tiene un átomo neutro”

6.- Un átomo neutro tiene equilibrado (igualado) el número de electrones y el de protones. ¿Puede decirse lo mismo de un ión? Razona la respuesta.

7.- El número atómico del Na es 11, y su número másico, 23. Halla el número de electrones, protones y neutrones del ion Na+.

Nombre Símbolo Z A Nº protones Nº electrones Nº neutrones Boro 5 11 5 6

18 22

Flúor 9 19 10

23 11

Plata 47 60

𝑂816 -2 16 10

15 31

Silicio 28 14 18

Especie Símbolo Z A p+ nº e- Configuración electrónica(*)

Flúor 9 19

S 32 16

Hierro 26 56

K+ 19 20

Mg+2 24 12

S-2 16 16

Br - 35 80

8.- Completa la siguiente tabla:

9. ¿Qué diferencia un elemento químico de otro?

10. Calcula el número de protones, electrones y neutrones de los siguientes átomos: 𝐻𝑒24 𝐼53

127

11. El berilio es un elemento químico de número atómico 4 y de número másico 9. Escribe su constitución

atómica y su configuración electrónica.

12. ¿Cómo se dispondrán los electrones del elemento químico de número atómico 21? ¿Sabrías decir su nombre y escribir su símbolo?

13. Describe la constitución del núcleo y la estructura de la corteza de un elemento de número atómico 13 y

de número másico 27.

14. El oxígeno, de número atómico 8, tiene varios isótopos, dos de ellos son los de número másico 16 y 18,

respectivamente. Escribe las configuraciones electrónicas y la composición de los núcleos de cada uno de

ellos.

15. El argón que se encuentra en la naturaleza se presenta en tres isótopos diferentes: 𝐴𝑟1836 ; 𝐴𝑟;18

38 𝐴𝑟1840

cuyas masas son, respectivamente, 35,968 u, 37,963 u y 39,963 u. La abundancia de cada uno en el argón

natural es: 0,337%; 0,063 % y 99,600%, respectivamente. Calcula la masa atómica del argón.

16. ¿Cuál será la configuración electrónica del magnesio (Z=12)? ¿Cuáles serán los electrones de la capa de

valencia?

17. Escribe la configuración electrónica para las especies siguientes y haz un dibujo que represente su

formación:

a) El catión sodio Na+ (Na, sodio, Z=11)

b) El anión S2 – (S, azufre, Z=16)

18. ¿Por qué un ión, sea del signo que sea, siempre tiene el mismo número de protones que el elemento del

cual proviene?

Nombre Símbolo Z A Nº protones Nº electrones Nº neutrones Boro 5 5 6

84 36

9 19 10

11 12

Plata 47 60

𝑂816 -2 16 8

15 16

Silicio 28 14 18

19. El berilio tiene Z=4; el fósforo Z=15 y el argón Z=18. Escribe las configuraciones electrónicas.

20. Escribe las configuraciones electrónicas para las siguientes especies:

a) C4+ (Carbono (C ), Z=4)

b) P3- (Fósforo (P), Z=15)

c) ¿Cuáles serían los electrones de valencia? (Los de la última capa)

d) Dibuja esquemáticamente el proceso de formación de cada uno de los iones

21. Decidir y justificar cuál es la opción correcta: dos elementos A y B cuyos números atómicos son 7 y 17

respectivamente se unen formando un compuesto de fórmula:

a) AB2

b) A2B

c) AB3

d) A3B

22. El enlace que se forma entre un átomo de cloro y otro de fósforo de una misma molécula es ¿covalente

o iónico?

23. Escribe el tipo de enlace y la fórmula del compuesto que se forma al unirse el aluminio (Al; Z=13) y el

oxígeno (O; Z=8).

24. Escribe el tipo de enlace y la fórmula del compuesto que se forma al unirse el azufre (S; Z=16) y el oxígeno

(O; Z=8).