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EXAMEN QUÍMICA TEMAS 8 Y 9
TEMA 8
Modelos atómicos:
-Explicación de los modelos
Dalton:
1. La materia está formada por átomos indivisibles
2. Los átomos son invariables
3. Los átomos de los elementos son átomos con igual masa e iguales
propiedades químicas
4. Los átomos de diferentes elementos tienen masas y propiedades químicas
distintas
5. Los compuestos químicos están formados por la combinación de átomos de
diferentes elementos
6. Cuando dos o más átomos de distintos elementos se combinan para formar un
mismo compuesto, lo hacen en una relación de números enteros sencillos
7. En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solo
cambian su disposición en las sustancias
Thomson:
Thomson fue en gran parte uno de los descubridores del
electrón. Su modelo se basa en que el átomo estaba formado por
una masa de carga positiva (no eran protones) en la que los
electrones estaban incrustados uniformemente como en un
pastel de pasas; y aquí se concentraba toda la masa del átomo
Rutherford:
Este modelo se basa en la existencia de un núcleo formado por protones y neutrones
en la que se encontraba casi toda la masa del átomo, y los electrones se encuentran
giran alrededor del núcleo a gran distancia radiando energía. De
esto dedujo que el átomo constituye un espacio
fundamentalmente vacío.
En su experiencia, Rutherford disparó protones contra una
lámina muy fina de oro, y sucedieron tres efectos:
 Las partículas que chocan contra el núcleo rebotan hacia
la fuente de emisión
 Algunas se desviaban al pasar cerca del núcleo (las polaridades opuestas se
atraen y las iguales se repelen)
 Las que pasan lejos del núcleo atraviesan la lámina de oro
Bohr:
Este modelo se basa en los espectros atómicos. Cada una de las rayas representa un
nivel energético distinto
Para explicar su modelo, se basó en tres postulados:
1. Existe cierto número de órbitas circulares estables a lo largo de las cuales los
electrones se desplazan a gran velocidad sin emitir energía
2. El electrón tiene, en cada órbita, determinada energía, que es mayor cuanto
más alejada esté la órbita del núcleo. Lo que caracteriza a una órbita es su
nivel energético
3. El electrón no radia energía mientras permanece en una órbita estable. Cuando
el electrón cae de un nivel energético superior a uno inferior, se emite una
cantidad de energía definida en forma de radiación
Dedujo que había 7 niveles electrónicos, numerados del 1 al 7. Cuando se
mejoraron los equipos, uno de sus aprendices, Sommerfeld, observó que las rayas
se desdoblaban en otras próximas. Entonces dedujo que se trataban de
subniveles energéticos, que pueden albergar un máximo de electrones: s (2), p
(6), d (10), f (14).
-Comparación de los modelos
Thomson – Rutherford

En el modelo de Thomson no define un núcleo, mientras que Rutherford habla
de un núcleo central con casi toda la masa del átomo (aportada por protones y
neutrones)

En el modelo de Thomson los electrones están incrustados en una masa de
carga positiva, mientras que Rutherford coloca a los electrones girando
alrededor del núcleo emitiendo energía
Thomson – Bohr

En el modelo de Thomson no define el núcleo, pero Bohr, siguiendo el modelo
de Rutherford define el núcleo

En el modelo de Thomson, los electrones están incrustados en una masa de
carga positiva, mientras que Bohr sitúa a los electrones en órbitas circulares
estables alrededor del núcleo
Rutherford – Bohr

En el modelo de Rutherford, los electrones giran alrededor del núcleo radiando
energía, mientras que en el modelo de Bohr los electrones se desplazan es
órbitas circulares estables sin radiar energía

El modelo de Rutherford no explica los espectros atómicos, y el de Bohr más o
menos
-Limitaciones de los modelos

Dalton: la materia no es indivisible, se puede dividir en las partículas
subatómicas

Thomson: los electrones está localizados en órbitas, no incrustados en una
masa de carga positiva

Rutherford:
si
los
electrones
radian
energía
constantemente, trazarían su movimiento en espiral hasta
llegar al núcleo

Bohr: el modelo de los niveles de energía solo sirve para el átomo de
hidrógeno, y aún así surgieron complicaciones a medida que evolucionaban los
espectroscopios. Sommerfeld perfeccionó este modelo diciendo que las órbitas
también pueden ser elípticas. Encontramos dentro de los niveles energéticos
los subniveles.
Radiactividad
-Emisiones
 Partículas α: constan de 2 protones y dos neutrones, parecidas al núcleo de He
Cuando un núcleo radiactivo emite estas partículas, se transforma en otro
núcleo de número másico A-4 y de número atómico Z-2
o
4
2
 --
Y  24
A 4
Z 2
 Partículas β: son electrones muy rápidos procedentes de la desintegración de
un neutrón en un protón y un electrón. El número másico no se ve afectado,
pero sí el número atómico
n 11p  e 
o
1
0
o
A
Z
X  Z A1Y   
 Radiación γ: radiación de alta energía que forma parte del espectro
electromagnético. La emisión de radiaciones γ por un núcleo no altera ni el Z ni
el A, tan solo se trata de un reajuste energético nuclear
Configuración electrónica
-Diagrama de Möller
TEMA 9
Estabilidad energética
Los átomos se enlazan para que alcancen la configuración electrónica más estable, es
decir, la de gas noble, que es ns2p6. Esto se hace para que tengan menos energía.
Todos los elementos tienden a alcanzar esta configuración. Para alcanzar la
configuración de gas noble se enlazan de formas distintas formando moléculas. La
excepción la pone el H, que alcanza la configuración más estable en 1s2.
Características generales de los enlaces:

Enlace covalente: se forma entre no metales (parte derecha de la tabla) que
tienen configuración electrónica ns2px. En este tipo de enlace los electrones
más externos se comparten. Se basa en el préstamo de electrones, así ningún
átomo pierde electrones

Enlace iónico: se forma entre elementos muy separados entre sí en la tabla
periódica. Presentan electronegatividades opuestas. En este tipo de enlace los
electrones más exteriores se dan o se reciben

Enlace metálico: se forma entre metales. En este tipo de enlace los electrones
quedan deslocalizados de sus órbitas sin pertenecer a ningún átomo en
concreto
Enlace covalente (cristales y diagrama de Lewis – regla del octeto)
-Cristales – Propiedades

Cristales atómicos covalentes
En los cristales covalentes, los átomos se mantienen unidos por enlaces
covalentes formando una redes tridimensionales. En estas redes los átomos
centrales consiguen la estabilidad, mientras que los exteriores se van
enlazando con otros formando redes.

Cristales moleculares covalentes
Ya que las fuerzas de atracción de estas redes entre moléculas son débiles,
estos cristales se pueden romper fácilmente

Propiedades de las sustancias simples covalentes
o Se presentan en la naturaleza en forma de moléculas, suelen ser
gaseosos y, minoritariamente líquidos (Br)
o Puntos de fusión y ebullición bajos
o No conductores de electricidad ya que no tienen electrones libres
o Los cristales covalentes moleculares son sólidos blandos con puntos de
fusión y ebullición bajos (I2)
o Los elementos covalentes son insolubles o poco solubles en agua.
Algunos son solubles en algunos disolventes (CCl4)

Compuestos covalentes moleculares – Propiedades
o Pueden ser gaseosos, líquidos y sólidos (frágiles, quebradizos; blandos,
céreos)
o Generalmente no son solubles en agua, pero sí en algunos disolventes
(gasolina)
o Tienen puntos de fusión y ebullición muy bajos
o Son malos conductores del calor y la electricidad

Compuestos covalentes reticulares – Propiedades
o Gran dureza
o Elevados puntos de fusión y ebullición
o Prácticamente insolubles en todo
o No conducen ni la electricidad ni el calor
-Diagrama de Lewis – regla del octeto
La regla del octeto establece que, al formarse un enlace químico, la capa más externa
tiende a contener 8 electrones. Esta regla se basa en la configuración electrónica de
los gases nobles (ns2p6)
El enlace covalente se puede representar mediante
diagramas de puntos que se conocen como
diagramas de Lewis. Esto es una manera de
representar los átomos con sus electrones exteriores:
Enlace iónico (formación – propiedades)
-Formación
Este enlace se basa en la transferencia de electrones de un átomo a otro. El producto
de esto es que se forma un anión (-) y un catión (+). En consecuencia, la atracción
electrostática aumenta la resistencia del enlace. Con esto se consigue que ambos
lleguen a la estabilidad
-Propiedades
Propiedades
Son sólidos cristalinos a temperatura
ambiente
Justificación teórica
La intensa fuerza de atracción electrostática
que se produce en los compuestos iónicos se
extiende en todas direcciones. Los iones
están rodeados de iones de carga opuesta
formando una red cristalina
Tienen elevados puntos de fusión y ebullición
Presentan dureza o resistencia a ser rayados
Son frágiles y quebradizos
Todos los cambios necesarios para romper la
distribución iónica requiere gran cantidad de
energía
Rayar un sólido iónico supone romper un
cierto número de enlaces
Son frágiles, ya que cuando se golpean lo
suficientemente fuerte, se rompen a lo largo
de los planos que pasan entre las filas de
iones. Se debe que los iones del mismo signo
coinciden
Son malos conductores de la electricidad en
estado sólido
Los electrones que intervienen en este enlace
están situados en los iones, sin poder
moverse dentro del cristal
Son buenos conductores de la electricidad
cuando están fundidos
Cuando el sólido se funde o disuelve, deja
iones en libertad que pueden transportar la
electricidad
1. Las moléculas de agua envuelven los
iones y consiguen liberarlos de la red
cristalina
La mayoría son muy solubles en agua
2. Los dipolos del agua se orientan de
modo distinto según envuelvan un
anión o un catión
3. Los compuestos iónicos en agua se
disocian en cationes y aniones. Estas
disoluciones conducen la electricidad
Enlace metálico (formación – propiedades)
-Formación
Se forma cuando las capas electrónicas exteriores de los
átomos metálicos se solapan y los electrones quedan
deslocalizados sin pertenecer a ningún átomo en concreto
-Propiedades

Los metales son bastante duros, pero se pueden estirar hasta formar alambres
(son dúctiles), ya que es posibles mover toda una capa de átomos sobre otra

Son buenos conductores de la electricidad ya que hay electrones libres

Son buenos conductores térmicos, ya que loa átomos están muy próximos
entre sí (al transferir calor a una parte del metal, los átomos vibran con mayor
energía cinética y la transfieren a sus átomos vecinos al chocar contra ellos. Se
extiende rápido por toda la red)

Presentan un brillo metálico debido a que cuando la luz incide sobre la
superficie libre del metal vuelve a ser emitida de forma inmediata