Download la estructura de la materia

LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA
TEMA 1
ESPECTRO ATÓMICO
Es el conjunto de ondas de radiación de un átomo, caracterizadas por determinados valores de
longitudes de onda, y recogido en una pantalla.
Tipos de espectros atómicos:
1) Espectro de emisión: formado por el conjunto de líneas de distintas longitudes de onda
correspondientes a la radiación emitidas por los átomos excitados de un elemento en estado gaseoso.
2) Espectro de absorción: formado por un conjunto de líneas negras correspondientes a las
longitudes de onda absorbidas por un los átomos de un elemento en estado gaseoso cuando se le ilumina
con un haz de luz visible.
Luz visible
1. MODELO DE RUTHERFORD
Rutherford elaboró un modelo del átomo a partir de una experiencia que consistió en bombardear
una delgada lámina de oro con rayos alfa. Este modelo es similar a un sistema planetario con los
electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado con carga eléctrica positiva. Es un modelo
clásico.
 El átomo de Rutherford está dividido en dos zonas distintas:
1) El núcleo: es la zona central muy pequeña (con un tamaño de unas 100.000 veces menor que el
tamaño del átomo) y que contiene casi toda la masa del átomo. Está formado por protones y
neutrones, entre los que se establecen intensas fuerzas de atracción (denominadas fuerzas
nucleares fuertes), de una naturaleza distinta a las fuerzas eléctricas y que evitan la
desintegración del núcleo debido a las fuerzas repulsivas entre los protones.
2) La corteza: es la zona que rodea al núcleo y su tamaño es casi igual al tamaño del núcleo. En ella
se encuentran los electrones que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares y entre ellos hay
un gran espacio vacío. Los radios de las órbitas electrónicas pueden tener cualquier valor.
 El modelo de Rutherford garantiza la estabilidad del núcleo: las fuerzas nucleares de atracción entre
los nucleones son mucho más intensas que las fuerzas eléctricas de repulsión entre los protones, lo que
evita la desintegración del núcleo.
 El modelo de Rutherford tiene dos fallos importantes:
1) No explica los espectros atómicos.
IES La Loma
Tema 1
Pág. 1
Departamento de Ciencias Naturales
Física y Química 4º ESO
2) Es un modelo inestable: el electrón, al girar en su órbita, está acelerado y según la teoría
electromagnética emite energía en forma de radiación a costa ir perdiendo su energía cinética,
de manera que se iría acercando al núcleo recorriendo una trayectoria en espiral, hasta acabar
precipitándose sobre él.
2.
MODELO DE BOHR
Para evitar los fallos del modelo de Rutherford, Bohr introdujo el concepto de cuantización.
 El modelo cuántico de Bohr se basa en los siguientes postulados:
1º Postulado: los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía y por
esta razón se dice que son órbitas ESTACIONARIAS. Cada órbita tiene un determinado valor de
energía y se denomina nivel de energía.
2º Postulado: sólo son posibles las órbitas para las cuales el radio es proporcional al cuadrado de
un número entero denominado número cuántico principal, n. El número cuántico principal es un
número entero positivo que toma valores desde 1 hasta 7: n = 1,2, …, 7.
Como consecuencia de la cuantización de los radios de las órbitas, el valor de energía
correspondiente a cada órbita (que depende del valor del radio de la órbita) sólo puede tener un
determinado valor, es decir, los niveles de energía del átomo también están cuantizados.
3º Postulado: un electrón puede promocionar desde una órbita inferior a otra superior
absorbiendo un fotón o puede saltar desde una órbita superior a otra inferior emitiendo un fotón.
La energía del fotón siempre es igual a la diferencia de energía de las órbitas implicadas:
E = ǀEF – EIǀ = h·f
donde h· f es la energía del fotón.
Los valores de energía de los distintos niveles energéticos del átomo son negativos. Su valor
mínimo es el del primer nivel y va haciéndose cada vez menos negativo para niveles cada vez más
alejados del núcleo. La energía del electrón es menor en el átomo que en estado libre.
 Inconvenientes del modelo atómico de Bohr: explicaba el espectro normal del hidrógeno, pero
cuando se analizó este espectro con aparatos de mayor precisión, se encontraron nuevas líneas
espectrales que no podían ser explicadas por dicho modelo (espectro fino del hidrógeno).
3. MODELO DE BOHR-SOMERFELD
Para poder explicar el espectro fino, Sommerfeld introdujo algunas modificaciones en el modelo
de Bohr y consideró que las órbitas, además de circulares, podían ser elípticas. Postuló que las órbitas se
agrupan por niveles energéticos, una de las cuáles es circular y el resto, elípticas.
Sommerfeld introdujo un nuevo número cuántico llamado número cuántico secundario, ℓ, con
valores 0, 1,2 …n-1, cada uno asociado a una órbita perteneciente a un mismo nivel n; así, para
cada nivel dado por el número cuántico principal n, hay n órbitas definidas por el número cuántico
secundario ℓ.
El modelo de Bohr-Sommerfeld tiene el inconveniente que mezcla ideas clásicas e ideas
cuánticas, y tampoco es capaz de explicar bien todas las líneas espectrales de los distintos elementos.
IES La Loma
Tema 1 – La estructura de la materia
Pág. 2
Departamento de Ciencias Naturales
Física y Química 4º ESO
4. MODELO ACTUAL DEL ÁTOMO
El modelo atómico actual fue desarrollado en la década de 1920 por Schrödinger y Heisenberg. Es
un modelo matemático basado en la ecuación de Schrödinger.
 El concepto de órbita electrónica del modelo de Bohr-Sommerfeld es sustituido por el concepto de
ORBITAL:
Se llama orbital a la región del espacio en la que existe una probabilidad de encontrar al electrón
superior al 90 %
 Cada órbital está definido por tres números cuánticos, que son soluciones de la
Schrödinger:
ecuación de
1. Número cuántico principal, n: su valor es el número de nivel o capa.
El valor de n está relacionado con el tamaño de los orbitales que hay en el nivel que representa.
Toma valores desde enteros positivos desde n = 1 hasta n = 7; es decir, hay hasta 7 niveles en
un átomo.
2. Número cuántico secundario, ℓ: su valor es el tipo de subnivel dentro de un nivel n.
El valor de ℓ está relacionado con el tipo del orbitales que se agrupan en el subnivel que
representa.
Puede tomar los siguientes valores:
- Para ℓ = 0, el subnivel es tipo s.
- Para ℓ = 1, el subnivel es tipo p.
- Para ℓ = 2, el subnivel es tipo d.
- Para ℓ = 3, el subnivel es tipo f.
3. Número cuántico magnético, m: nos da el es el número de orbitales del mismo tipo que hay en
un determinado subnivel.
El valor de m está relacionado con la orientación espacial del orbital que representa, dentro de
un subnivel.
Toma valores desde - ℓ hasta + ℓ pasando por 0.
- Para ℓ = 0, m = 0: en el subnivel s hay un orbital s.
- Para ℓ = 1, m = -1, 0, 1: en el subnivel p hay tres orbitales p.
- Para ℓ = 2, m = -2, -1, 0, 1, 2: en el subnivel d hay cinco orbitales d.
- Para ℓ = 3, m = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3: en el subnivel f hay siete orbitales f.
Los orbitales de un átomo se distribuyen por niveles y dentro de cada nivel, se agrupan por
subniveles. Los orbitales que pertenecen a un mismo subnivel son todos del mismo tipo y se
diferencian en sus distintas orientaciones espaciales.
 El estado de un electrón dentro de un orbital está definido por los tres número cuánticos del orbital
(n, ℓ y m) y por un cuarto número cuántico llamado número cuántico de espín, s, que puede
tomar dos valores: +½ y – ½. El número cuántico de espín está relacionado con el sentido de giro del
electrón alrededor de sí mismo.
IES La Loma
Tema 1 – La estructura de la materia
Pág. 3
Departamento de Ciencias Naturales
Física y Química 4º ESO
5. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
La configuración electrónica de un átomo es la distribución más estable (de menor energía) de los
electrones en los orbitales atómicos, de acuerdo con dos principios:
1. Principio de mínima energía (Principio de Aufbau): los electrones ocuparán los orbitales en
orden de menor a mayor energía.
Para saber cuál es el orden creciente de energía de los orbitales atómicos se aplica el
diagrama de Möeller:
Nivel 7
Nivel 6
Nivel 5
Nivel 4
Nivel 3
Nivel 2
Nivel 1
Subniveles:
Nº máximo de electrones:
Representación:
s
2
s2
p
6
p6
d
f
10 14
d10 f14
2. Principio de exclusión de Pauli: en un orbital sólo puede haber como máximo dos electrones
con sus espines opuestos.
La distribución de orbitales en los distintos niveles y subniveles, así como en máximo número de
electrones por nivel se representan en la siguiente tabla:
Nivel n
Subnivel ℓ
Orbitales
1
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
0
1
2
3
0
1
2
0
Un orbital s
Un orbital s
Tres orbitales p
Un orbital s
Tres orbitales p
Cinco orbitales f
Un orbital s
Tres orbitales p
Cinco orbitales d
Siete orbitales f
Un orbital s
Tres orbitales p
Cinco orbitales d
Siete orbitales f
Un orbital s
Tres orbitales p
Cinco orbitales d
Un orbital s
2
3
4
5
6
7
IES La Loma
Tema 1 – La estructura de la materia
Nº máximo
de
electrones
2
8
18
32
32
18
2
Pág. 4
Departamento de Ciencias Naturales
Física y Química 4º ESO
6. C LASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
La tabla periódica actual está basada en la propuesta por Mendeleiev en 1869. En ella, los
elementos se encuentran ordenados, de izquierda a derecha, según los valores crecientes de sus
números atómicos (Z). Además de esto, los elementos aparecen distribuidos en filas y columnas.
Existen 7 filas horizontales que se denominan períodos y 18 columnas verticales que se denominan
grupos:
 En cada período aparecen los elementos cuyo último nivel de su configuración electrónica coincide
con el número del período, ordenados de izquierda a derecha por orden creciente de número
atómico. Al pasar de un elemento al siguiente se añade un electrón en la capa de valencia.
Por ejemplo, el período 3 incluye los elementos cuyos electrones más externos están en el nivel 3:
Na (Z = 11): 1s2 2s22p6 3s1, Mg (Z = 12): 1s2 2s22p6 3s2 y Al (Z = 13): 1s2 2s22p6 3s23p1
 En cada grupo aparecen los elementos que presentan la misma configuración de la capa de valencia
(con el mismo número de electrones en la capa de valencia).
Por ejemplo, todos los elementos del grupo 13 contienen 3 electrones en su capa de valencia:
B (Z = 5): 1s2 2s22p1 y Al (Z = 13): 1s2 2s22p6 3s23p1
Los elementos de los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 y 17 reciben el nombre genérico de elementos
representativos.
Los elementos pertenecientes a los grupos desde el 3 hasta el 12 reciben el nombre de metales de
transición.
Los elementos de los grupos 1 (excepto el hidrógeno), 2 y 17 se llaman, respectivamente, alcalinos,
alcalinotérreos y halógenos. Los elementos del grupo 18 se denominan gases nobles.
La tabla también refleja la agrupación de los elementos en metales, no metales y gases nobles.
Los metales tienden a formar cationes, los no metales tienden a formar aniones y los gases nobles no
forman iones.
La utilidad de la Tabla Periódica reside en que permite poner de manifiesto muchas regularidades
y semejanzas en las propiedades de los elementos. Por ejemplo, todos los elementos de un mismo grupo
poseen un comportamiento químico similar, debido a que poseen el mismo número de electrones en su
capa más externa (estos electrones son los que normalmente intervienen en las reacciones químicas).
Existen, por tanto, muchas propiedades de los elementos que varían de forma gradual al movernos
en un determinado sentido en la tabla periódica, como son: radio atómico, energía de ionización, carácter
metálico y electronegatividad.
CAPA DE VALENCIA
Es la capa que contiene los electrones implicados en las reacciones químicas. Está formada por:
- La última capa o nivel en los elementos representativos.
- La última capa y el subnivel d (con 5 orbitales d) de la penúltima capa en los metales de
transición.
IES La Loma
Tema 1 – La estructura de la materia
Pág. 5
Departamento de Ciencias Naturales
Física y Química 4º ESO
7. ENLACE QUÍMICO
El enlace químico es la unión entre átomos para adquirir una situación de mayor estabilidad y, por
tanto, de menor energía que la de los átomos que la forman por separado.
La energía de enlace es la energía que se libera cuando se forma un enlace entre dos átomos y es
igual al valor de la energía que hay que suministrar para romper el enlace.
Hay tres tipos de enlace: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico.
Los gases nobles tienen muy poca tendencia a formar compuestos y suelen encontrarse en la
naturaleza como átomos aislados. Estos elementos tienen 8 electrones en su última capa (excepto el helio,
que tiene 2) y se asocia a un estado de gran estabilidad.
REGLA DEL OCTETO (LEWIS)
Los átomos se unen formando enlaces para alcanzar una estructura electrónica con 8 electrones en
su última capa, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases nobles.
Muchos átomos enlazados cumplen la regla del octeto, pero hay también átomos que pueden quedar con
más o con menos de ocho electrones en su capa de valencia y forman uniones estables.
5.1. Enlace iónico
• El enlace iónico se produce cuando se combinan un elemento metálico y un elemento no metálico.
• Los átomos del metal alcanzan la configuración electrónica de gas noble perdiendo electrones, por lo
que forman cationes, y los átomos del no metal los acepta, formando aniones.
• El enlace iónico se debe a las fuerzas de atracción eléctricas que se establecen entre los aniones y
cationes formados por la transferencia de electrones; los iones se distribuyen de manera ordenada en
las tres direcciones del espacio originando un cristal, de manera que cada ion queda rodeado por
iones de signo contrario.
Cloruro de sodio, NaCl
5.2. Enlace covalente
• El enlace covalente se forma entre cada dos átomos que comparten pares de electrones. Si comparten
un par de electrones es un enlace simple; si comparten dos pares, es un enlace doble y si comparten
tres pares, es un enlace triple. Cuanto mayor sea el número de electrones compartidos, mayor será la
fortaleza del enlace.
IES La Loma
Tema 1 – La estructura de la materia
Pág. 6
Departamento de Ciencias Naturales
Física y Química 4º ESO
Molécula del cloruro de hidrógeno
• Cuando los dos átomos de un enlace covalente son del mismo elemento, el par de electrones
compartido pertenece por igual a los dos átomos y se llama ENLACE COVALENTE APOLAR; si los dos
átomos son de elementos distintos, el par de electrones compartido está más cerca de uno de los
átomos que del otro, y se dice que es un ENLACE COVALENTE POLAR.
• Las sustancias que presentan enlaces covalentes entre sus átomos pueden ser MOLECULARES o
CRISTALINAS:
- Sustancias covalentes moleculares: la mayoría de los compuestos covalentes son moleculares.
Una molécula se forma por la unión entre un grupo limitado de átomos mediante enlaces
covalentes. Las fuerzas del enlace covalente son muy intensas. A su vez, las moléculas se unen
con fuerzas mucho más débiles, llamadas fuerzas intermoleculares, de carácter electrostático.
- Sustancias covalentes atómicas: sólo unas pocas sustancias covalentes están formadas por la
unión mediante enlaces covalentes de un gran número de átomos o de grupos atómicos
dispuestos de forma ordenada en las tres direcciones del espacio, formando estructuras
cristalinas. Ejemplos: el carbono en sus formas diamante y grafito, dióxido de silicio (SiO4,
cuarzo) y carburo de silicio (SiC).
Lewis propuso representar los enlaces covalentes usando el símbolo del elemento con puntos
alrededor que representan los electrones de valencia (notación de Lewis):
Ejemplo: el átomo de cloro tiene 7 electrones en su capa de valencia y le falta uno para completar
su octeto. Cuando se unen dos átomos de cloro en la molécula Cl2, aportan cada uno un electrón al
enlace.
Cl: 1s2 2s22p6 3s23p5
5.3. Enlace metálico
• El enlace metálico se produce cuando se combinan átomos de un mismo elemento metálico entre sí, o
entre los átomos de los metales en una disolución sólida.
• El modelo más simple que sirve para explicar el enlace metálico se
denomina modelo del mar de electrones. Según este modelo, los átomos del
metal ceden los electrones de la capa de valencia y se ionizan; los
electrones de valencia desprendidos forman una nube electrónica
compartida por igual por todos los cationes metálicos que puede
desplazarse con facilidad por toda la estructura metálica.
• El enlace metálico se debe a las fuerzas eléctricas que se establecen entre los cationes metálicos y los
electrones de la nube electrónica. Los cationes se ordenan en el espacio formando un cristal.
IES La Loma
Tema 1 – La estructura de la materia
Pág. 7
Departamento de Ciencias Naturales
Física y Química 4º ESO
5.4. Fuerzas intermoleculares
Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción existentes entre las moléculas de las
sustancias covalentes. Son fuerzas de carácter electrostático, mucho más débiles que el enlace covalente,
iónico o metálico. Pueden ser de dos tipos: fuerzas de Van der Waals y enlaces por puente de
hidrógeno. La fortaleza del enlace por puente de hidrógeno es mayor que la unión por fuerzas de Van
der Waals.
El enlace por puente de hidrógeno se produce cuando hay un
enlace covalente entre el hidrógeno y un átomo de flúor, de oxígeno o
de nitrógeno. Los enlaces por puente de hidrógeno entre las moléculas
del agua explican sus propiedades, como sus altos puntos de fusión y
ebullición comparados con los de otras sustancias moleculares, su
elevada capacidad calorífica o su dilatación anómala, que hace que el
hielo flote en el agua.
8. PROPIEDADES FÍSICAS DE LAS SUSTANCIAS
Las propiedades de las sustancias cristalinas dependen de las fuerzas del enlace covalente, iónico o
metálico, dependiendo del tipo del cristal.
Las propiedades de las sustancias moleculares dependen de las fuerzas intermoleculares entre sus
moléculas, de carácter mucho más débil que las fuerzas del enlace covalente que unen los átomos dentro
de una molécula.
SUSTANCIAS COVALENTES
MOLECULARES
ATÓMICAS
Hay gases, líquidos y
Son sólidos a
sólidos a
temperatura
temperatura
ambiente
ambiente
Tienen puntos de
Tienen puntos de
fusión y ebullición, en fusión y ebullición
general, bajos
muy elevados
Los sólidos son
blandos
Son duros y
frágiles
Algunos son solubles
en agua, pero la
mayoría son solubles
en sustancias
orgánicas
Son insolubles
Malos conductores
del calor y la
electricidad
No conducen la
electricidad,
excepto el grafito
I2, Cl2, O2, , NH3,
BH3, CH4, CO2, H2S,
HI, H2O, H2SO4,
H2CO3, HClO
Grafito, diamante,
SiO2, SiC
IES La Loma
SUSTANCIAS IÓNICAS
SUSTANCIAS METÁLICAS
Son sólidos de elevada
Son sólidos a temperatura densidad a temperatura
ambiente
ambiente, excepto el
mercurio, que es líquido.
Tienen puntos de fusión y
Tienen puntos de fusión y
ebullición, en general,
ebullición elevados
elevados
Son duros y tenaces
Son dúctiles y maleables
Son duros y frágiles
(capacidad de estirarse en
hilos y láminas)
Son solubles en agua
No conducen la
electricidad en estado
sólido, pero si en estado
fundido o en disolución
EJEMPLOS
NaCl, KCl, CaO, MgO,
MgCl2
Tema 1 – La estructura de la materia
Son insolubles en agua
Buenos conductores del calor
y la electricidad
Fe, Ag, Au, Cu, Pt
Pág. 8