ESTRUCTURA ATÓMICA

Experiencia

Consecuencia

Modelo

Rayos catódicos

Divisibilidad del átomo. Partículas elementales.

Modelo atómico de Thomson (modelo sandía) - 1904

Radiactividad

Existencia del núcleo

Modelo atómico Rutherford (modelo planetario) - 1911

Espectros atómicos

Distribución de electrones

Modelo atómico de Bohr (modelo estantería) - 1913

Los rayos catódicos y el modelo atómico de Thomson Un tubo de vacío es un tubo de vidrio con dos placas (electrodos) que pueden conectarse a los polos de un generador. Si se hace vacío y se encierra en él un gas, al aplicar un alto voltaje, el gas conduce la electricidad, fenómeno que va acompañado de emisión de luz. Thomson consiguió poner en claro la naturaleza de los rayos catódicos. No son ningún tipo de luz, sino un chorro de partículas cargadas negativamente que son arrancadas del cátodo (-) y se dirigen hacia el ánodo (+) a las que llamó electrones. Las experiencias con rayos catódicos confirmaron que los electrones eran arrancados de los átomos y por tanto, los átomos son divisibles. Para Thomson, el átomo es una esfera material de electricidad positiva, dentro de la cual, como muy pequeños gránulos, se encuentran los electrones en número suficiente para que el conjunto resultara neutro.

La experiencia de Rutherford y su modelo atómico Hizo incidir sobre una finísima lámina de oro un haz de radiación alfa (pequeñas partículas positivas a gran velocidad).Se observaron tres comportamientos: la mayoría de las partículas atravesaron la lámina, algunas partículas se desviaron (1 de 10000) y solo unas pocas retrocedieron (1 de 100000). Para Rutherford, puesto que la mayoría de las partículas atraviesan la lámina debemos pensar en la existencia de huecos. Incluso podemos afirmar que la mayor parte del átomo está vacía. Sin embargo, otras partículas son desviadas, e incluso retroceden, por lo que debe existir alguna región del átomo con gran masa y elevada carga positiva. En el interior del átomo existe un núcleo diminuto cargado positivamente y en el exterior una corteza en la que se encuentran los electrones cargados negativamente. El átomo es prácticamente hueco.

La teoría cuántica de Planck y modelo atómico de Bohr Planck estudió la luz emitida por la materia al calentarse y observó que la energía de las radiaciones emitidas por del cuerpo aumentaba a saltos. Según la física clásica, la energía de las radiaciones emitidas debía aumentar directamente al aumentar la temperatura. Acepta que la energía no puede variar de forma continua, sino que cualquier aumento o disminución de la misma vendría como consecuencia de la suma o resta de unas pequeñas cantidades de energía que denominó “cuantos”. Es decir, la energía no es divisible indefinidamente, sino que existe unas últimas porciones de energía, los cuantos. La radiación emitida o absorbida por un cuerpo sólo puede ser un número entero de cuantos.

Bohr aplica la teoría cuántica de Planck al modelo atómico de Rutherford. Afirma que el electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía. El hecho de que solo se observen determinadas rayas en el espectro prueba que el átomo está cuantizado, es decir, la energía de los electrones sólo puede tomar ciertos valores, a cada uno de los cuales le corresponde una órbita particular. El electrón no puede girar a cualquier distancia alrededor del núcleo, sino solo en ciertas órbitas. Al saltar un electrón de una órbita a otra de menor energía, el átomo emite radiación.

Los espectros atómicos y modelo atómico de Bohr Los cuerpos emiten y absorben radiación (energía). Un espectro es el resultado de la descomposición de la radiación que emite un cuerpo. Los espectros se realizan con un espectroscopio y existen varios tipos de espectros (continuo, discontinuo, de absorción, de emisión). Al analizar los espectros se observa que la radiación que emite cada sustancia es característica de esta (huella dactilar) y que las sustancias emiten el mismo tipo de radiación que absorben. Bohr afirma que el electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía. Al calentar una sustancia, son los electrones los que absorben la energía comunicada al átomo, y que posteriormente estos la remiten en forma de radiación. El electrón no puede girar a cualquier distancia alrededor del núcleo, sino solo en ciertas órbitas. Al saltar un electrón de una órbita a otra de menor energía, el átomo emite radiación. Cada raya del espectro se corresponde con un salto electrónico concreto. Como cada elemento tiene una estructura electrónica determinada, los saltos deben ser siempre los mismos.

El átomo 1) El átomo es la unidad más pequeña de la materia que mantiene las propiedades de un elemento químico. 2) Los átomos de un elemento son todos iguales, pero son distintos de los átomos de cualquier otro elemento. 3) Los átomos permanecen inalterables en todas las reacciones químicas. 4) El átomo es realmente hueco. Está formado por un diminuto núcleo en su centro, donde está la carga positiva y prácticamente toda la masa del átomo, y a grandes distancias del núcleo, los electrones en continuo movimiento y con carga negativa. 5) En el núcleo se encuentran los protones y los neutrones. El número de protones define a cada elemento químico. Es la parte del átomo más difícil de modificar (procesos radiactivos y nucleares) 6) La corteza electrónica es la parte externa del átomo. En ella están los electrones en movimiento sólo en determinadas órbitas o niveles de energía, a cierta distancia del núcleo y con la posibilidad de admitir un número máximo de electrones. Es la parte que puede alterarse con mayor facilidad, permitiendo que los átomos interaccionen (enlace ). 7) Cuando los electrones saltan de una órbita de mayor energía a otra de menor energía, el átomo emite radiación.

Características de las partículas subatómicas Protón – carga positiva Electrón – carga negativa (igual que la del protón) – masa despreciable Neutrón – sin carga – masa igual que la del protón

Definiciones Número Atómico (Z) = número de protones Número Másico (A) = número de protones + número de neutrones

Iones: átomos con carga eléctrica que adquiere por transferencia de electrones. Pierde electrones --- adquiere carga positiva --- “catión” --- ejemplo: Na + Gana electrones --- adquiere carga negativa --- “anión” --- ejemplo: Cl Isótopos: átomos de un mismo elemento con distinto número de neutrones.

Configuración electrónica: es una forma de representar la distribución de electrones en un átomo.

SISTEMA PERIÓDICO El sistema periódico distribuye los elementos en una tabla que permite ordenarlos de manera que se muestren los elementos que presentan propiedades semejantes facilitando su estudio. Utiliza como criterio ordenador el número atómico. Grupo o familia: Columnas verticales. Elementos que tienen propiedades semejantes. Todos tienen el mismo número de electrones de valencia. Periodos: Filas horizontales. Elementos que tienen el mismo número de niveles energéticos o capas electrónicas

Grupo 1 -------- metales alcalinos ------------ s

1

Grupo 2 -------- metales alcalinotérreos ----- s

2

p1 2 2 Grupo 14 ------ carbonoideos ----------------- s p 2 3 Grupo 15 ------ nitrogenoideos --------------- s p 2 4 Grupo 16 ------ anfígenos --------------------- s p 2 5 Grupo 17 ------ halógenos -------------------- s p 2 6 Grupo 18 ------ gases nobles ----------------- s p Grupo 13 ------ metales térreos -------------- s

A1 A2 B1 B2

elementos que completan orbitales s elementos que completan orbitales p elementos que completan orbitales d elementos que completan orbitales f

2

Elementos representativos (A) Elementos de transición (B)

Relación entre posición en TP y configuración electrónica. Como los elementos de la TP están ordenados a partir del Z y como la configuración electrónica de un elemento se calcula a partir del Z, existe una relación entre la posición de cada elemento en la TP y su configuración electrónica que se representa en el siguiente cuadro.

Las configuraciones electrónicas se expresan desarrolladas o en función del gas noble anterior. Para calcularla nos situamos en el gas noble anterior al elemento del que deseamos su configuración y recorremos el camino hasta llegar a él completando la configuración. Ejemplo: azufre - (1s2 2s2 p6 3s2 p4 ) - ( |Ne| 3 s2 p4 ) Ejemplos:

Si

|Ne| 3 s2 p2

Mn

|Ar| 3d5 4s2

Te

|Kr| 4d10 5s2 p4

Gd

|Xe| 4f 8 6s2

W

|Xe| 4f14 5d4 6s2

U

|Rn| 5f 4 7s2

ENLACE QUÍMICO Enlace químico es toda fuerza (interacción) que hay entre dos o más átomos y que da como resultado la formación de un compuesto. La unión entre átomos, moléculas o iones constituye el enlace químico. El enlace químico es una manifestación de la tendencia de cada átomo a conseguir un estado de máxima estabilidad. Es decir, la unión entre átomos representa un estado de menor energía que la de los átomos aislados. La formación de un enlace libera energía. En el enlace químico juega un papel decisivo la configuración electrónica del nivel más externo de los átomos, es decir, los electrones de valencia y los orbitales de valencia (orbitales más externos que se encuentran vacíos). Todos los átomos tienden a conseguir la estructura de gas noble (ocho electrones en la última capa), adquiriendo de esta forma su máxima estabilidad. Esto lo consiguen mediante la cesión, captación o compartición de electrones de su último nivel energético.

Tipos de enlace.

ENLACE

ELEMENTOS

CARACTERÍSTICA

Iónico

Metal + No Metal

Transferencia de electrones

Covalente

No Metal + No Metal

Compartición de electrones

Metálico

Metal + Metal

Transferencia y compartición de electrones

Clasificación de elementos. Metal ----------------- 1, 2 , 3 electrones de valencia ------ tendencia a ceder electrones Metal / No metal ----------- 4 electrones de valencia ------ depende del elemento y con quien se combine No metal -------------- 5, 6 , 7 electrones de valencia ------ tendencia a ganar o compartir electrones Gas noble -------------------- 8 electrones de valencia ------ estables y sin tendencia a combinarse

Enlace iónico Se produce entre un metal y un no metal. El metal cede electrones al no metal, se convierten en iones y quedan con estructura de gas noble. Entre los iones aparece una fuerza de tipo eléctrico que constituye el enlace.

Enlace covalente Se produce entre no metales. Parte de los electrones de valencia de un átomo se introducen en el nivel exterior del otro, perteneciendo los electrones al mismo tiempo a los dos núcleos y obteniendo estructura de gas noble.

NOMENCLATURA Y FORMULACIÓN DE QUÍMICA INORGÁNICA Óxidos FÓRMULA Mn2O3

NOMENCLATURA DE STOCK

NOMENCLATURA SISTEMÁTICA

óxido de manganeso (III)

Trióxido de dimanganeso

Hidruros FÓRMULA PbH4 FÓRMULA

NOMENCLATURA DE STOCK

NOMENCLATURA SISTEMÁTICA

hidruro de plomo (IV)

tetrahidruro de plomo

NOMEN. TRADICIONAL

NOMENCLATURA SISTEMÁTICA

HCl

ácido clorhídrico

cloruro de hidrógeno

NH3

amoniaco

trihidruro de nitrógeno

Sales FÓRMULA Mg3P2 PBr5

NOMENCLATURA DE STOCK

NOMENCLATURA SISTEMÁTICA

fosfuro de magnesio

difosfuro de trimagnesio

bromuro de fósforo (V)

pentabromuro de fósforo

Hidróxidos FÓRMULA Pb (OH)2

NOMENCLATURA DE STOCK

NOMENCLATURA SISTEMÁTICA

hidróxido de plomo (II)

dihidróxido de plomo

Oxoácidos FÓRMULA

N. TRADICIONAL

N. SISTEMÁTICA

H2SO3

ácido sulfuroso

trioxosulfato (IV) de hidrógeno

H2SO4

ácido sulfúrico

tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno

HNO2

ácido nitroso

dioxonitrato (III) de hidrógeno

HNO3

ácido nítrico

trioxonitrato (V) de hidrógeno

Oxosales: FÓRMULA

N. TRADICIONAL

N. SISTEMÁTICA

CuSO3

sulfito de cobre (II)

trioxosulfato (IV) de cobre (II)

Fe(NO3)3

nitrato de hierro (III)

trioxonitrato (V) de hierro (III)

MEDIDA DE LA MASA. Es desaconsejable medir la masa de los átomos en kilogramos. Mediremos la masa de los átomos comparándolas con otro (átomo-patrón).

masa de un átomo de Carbono - 12 1 uma = ------------------------------------------------12 “La unidad de masa atómica es la doceava parte de la masa del isótopo de carbono de número másico 12” Masa atómica (ma) de un elemento es el número de veces que la masa de uno de sus átomos contiene a la unidad de masa atómica Masa molecular (mm) de un compuesto es el número de veces que la masa de una de sus moléculas contiene a la unidad de masa atómica. Se calcula a partir de las masas atómicas de los elementos que forman la molécula teniendo en cuenta sus cantidades en ella. Ejemplo: CaCO3

datos: ma

Ca = 40 , C = 12 , O = 16

mm CaCO3 = 1 (40) + 1 (12) + 3 (16) = 100

CANTIDAD DE SUSTANCIA: MOL “Un mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 12 gramos de carbono 12” NA = 6,02.1023 ---------------- 1 mol ------------------ ma / mm Átomos / Moléculas en gramos

COMPUESTOS

ELEMENTOS

Masa

Unidad básica

Unidad básica

Masa

MACROSCÓPICO (Inventado)

gramos

Mol (moléculas)

Mol (átomos)

gramos

MICROSCÓPICO (Real)

umas

Moléculas

Átomos

umas

Relación entre partes del cuadro: ejemplo

H2 O

( ma H = 1 , O = 16 , mm H2O = 18 )

gramos ------- Mol (moléculas)

1 mol ----- mm en gramos

gramos ------- Mol (átomos)

1 mol ----- ma en gramos

Mol -------------- Mol (moléculas) (átomos) umas ------ moléculas

Relación según fórmula

1 molécula --- mm en umas

1 mol H2O = 18 g 1 mol H = 1 g 1 mol O = 16 g 1 mol H2O = 2 mol H 1 mol H2O = 1 mol O 1 molécula H2O = 18 umas

umas ------ átomos

1 átomo ---- ma en umas

1átomo H = 1 uma 1 átomo O = 16 uma

moléculas ----- átomos

Relación según fórmula

1 molécula H2O = 2 átomos H 1 molécula H2O = 1 átomo O

MACRO ---------- MICRO

Relación por el número de Avogadro. NA = 6,02 . 1023

1 gramo ---- 6,02.1023 umas 1 mol H2O-- 6,02.1023 moléculas 1 mol H ----- 6,02.1023 átomos H 1 mol O ----- 6,02.1023 átomos O

Ejemplo: ¿Cuantos átomos de hidrógeno hay en 36 gramos de agua? Nos situamos en el cuadro: dónde estamos y donde queremos ir. Trazamos una ruta: sólo pasos en vertical y horizontal. Cada paso un factor de conversión.

1 mol H2O 6,02.1023 molec 2 átomos H 36 g H2O -------------- ------------------- ----------------- = 24,08.1023 áts H 18 g H2O 1 mol 1 moléc H 2O

ESTADO GASEOSO Los gases se caracterizan por poseer una gran fluidez y compresibilidad, y por su tendencia a expansionarse hasta ocupar todo el volumen disponible. Las fuerzas de cohesión entre sus partículas son prácticamente nulas, lo que les permite moverse en todas las direcciones y sentidos. El estado de una masa gaseosa depende de tres variables: presión, volumen y temperatura. Todos los gases, independientemente de su naturaleza química o del tamaño de sus moléculas, responden a unas leyes que relacionan las tres variables de estado. Estas leyes fueron desarrolladas a inicios del siglo XVII, y a los gases que las cumplen se les llama gases ideales o perfectos.

Ley de Boyle y Mariotte “A temperatura constante, la presión que ejerce una determinada masa de gas es inversamente proporcional al volumen que ocupa” T = cte --------- P.V = cte Ley de Charles y Gay-Lussac (1) “A presión constante, el volumen que ocupa una determinada masa de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta” P = cte --------- V/T = cte Ley de Charles y Gay-Lussac (2) “A volumen constante, la presión que ejerce una determinada masa de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta” V = cte --------- P/T = cte

Ecuación de estado de los gases perfectos.

P.V = n.R.T

R = cte.de los gases perfectos = 0,082 atm.l / mol.K condiciones normales: P = 1 atm , t = 0ºC

Aplicaciones de la ecuación de estado de los gases

1) Determinación de masas moleculares

2) Determinación de densidades

Magnitudes y unidades P = presión (atm) ------- 1 atm = 760 mm Hg = 101.300 Pa T = temperatura (K) ------- T(K) = T(ºC) + 273 V = volumen (litros) ------- 1 l = 1 dm3 = 1000 cm3 Aclaraciones sobre gases. La mayoría de los gases están formados por moléculas diatómicas ( O 2, N2, H2 , Cl2 ), salvo los gases nobles que son monoatómicos ( He, Ne, Ar ) y los gases formados por dos o más átomos distintos ( CO 2 , NO, etc ).

DISOLUCIONES Las disoluciones o soluciones son mezclas homogéneas (no se distinguen sus componentes) de dos o más sustancias. Tiene la misma composición y propiedades en todas sus partes. Se identifican por los componentes que la forman y por la proporción en que se encuentran (concentración). El disolvente es la sustancia que entra en mayor cantidad. Los solutos son las sustancias que entran en menor cantidad. Formas de expresar la concentración: ( s = soluto , d = disolvente , ds = disolución ) “ Es el número de gramos de soluto disueltos en 100 gramos de disolución ”

Composición centesimal (% en peso)

“ Es el número de gramos de soluto disueltos cada litro de disolución ”

Gramos por litro

“ Es el número de moles de soluto disueltos en cada litro de disolución ”

Molaridad

REACCIONES QUÍMICAS. Una reacción química es una transformación de unas sustancias en otras. Cuando ocurre una reacción química tiene lugar la ruptura de ciertos enlaces formándose otros nuevos. Las sustancias iniciales que intervienen (reactivos) son sustituidas por otras nuevas que se forman (productos). Ley de las proporciones definidas (Ley de las proporciones constantes): “Las sustancias que intervienen en una reacción química siempre lo hacen en una relación constante de sus masas” Interpretar la reacción de formación del agua a partir de hidrógeno gas y de oxígeno gas. Escribir

hidrógeno

+ oxígeno

agua

Formular

H2 + O2

H2O

Ajustar

2 H2 + O2

2 H2O

Interpretar

2 H 2 + O2

2 H2O

2 moléculas de H2 y 1 molécula de O2 reaccionan para dar 2 moléculas de H2O 2 moles de H2 y 1 mol de O2 reaccionan para dar 2 moles de H2O 4 g de H2 y 32 g de O2 reaccionan para dar 36 g de H2O Reacciones de combustión: aquella reacción por la cual una sustancia combustible reacciona con el oxígeno gas. Si el combustible sólo tiene carbono, hidrógeno y oxígeno los productos son dióxido de carbono y agua.