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Profesora Lucía Romero Rodríguez FyQ 4ºESO

TEMA 8: SISTEMA PERIÓDICO Y ENLACE 1. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

La materia no es continua sino que está formada por pequeñísimas partículas llamadas átomos. En ellos se distinguen dos partes diferenciadas:

- NÚCLEO : donde se encuentran los protones y neutrones. Tiene carga positiva y pese a ser muy pequeño en relación con la totalidad, contiene casi toda la masa del átomo.

- CORTEZA : donde se encuentran los electrones. Tiene carga negativa. 2. NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO.

Un átomo se simboliza por:

- Número atómico (Z) � es el número de protones que tiene un átomo y es característico para cada elemento. Todos los átomos con igual Z serán por lo tanto del mismo elemento.

- Número másico (A) � es la suma del número de los protones (Z) y los neutrones (N) de un átomo.

A= Z+N

3. ISÓTOPOS

Son átomos de un mismo elemento (igual número atómico), que tienen diferente número másico. Es decir, tienen el mismo número de protones, pero diferente número de neutrones.

En el siguiente ejemplo se muestran dos isótopos del nitrógeno. Se nombran

como nitrógeno-15 y nitrógeno-14. Ambos corresponden al elemento químico llamado nitrógeno, ya que tienen como número atómico 7.

¿Si existen elementos con distinto número másico qué masa atómica usamos? Para resolver este problema, la masa de un elemento es la media ponderada de las masas de todos sus isótopos:



Masa de un elemento = m1.%1 + m2.%2 + m3.%3 + …

100 Veamos un ejemplo:

El cloro tiene dos isótopos: Cl-35 en un 75,5 % y Cl-37 en un 24,5 %. Por tanto, la masa atómica media será: M.a.= (35 uma · 75,5 + 37 uma · 24,5) / 100 = 35,49 uma. Esta masa atómica es la que aparecerá en la tabla periódica para el cloro. Nota: uma= unidad de masa atómica 4. NIVELES DE ENERGÍA Y ORBITALES

Recordemos cómo ha evolucionado la concepción del átomo a lo largo del tiempo:

- Primero pasamos de un átomo visto como una gran masa positiva en la que quedaban inmersas las cargas negativas de los electrones (modelo de Thomson), a descubrir que en su interior lo que tenemos es un núcleo muy pequeño donde está toda la carga positiva y alrededor los electrones girando (modelo de Rutherford).

- El modelo de Bohr incluía la idea de cómo estos electrones únicamente podían girar en unas orbitas circulares permitidas, distribuyéndose por capas.

- El modelo mecano-cuántico actual nos dice que los electrones se encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones más o menos probables �

Se llama orbital a la región del espacio en la que existe una

probabilidad elevada (<90%) de encontrar al electrón.



Los electrones de la corteza del átomo se distribuyen en niveles o capas, que se denominan con las letras K, L, M y N. Bohr calculó el número máximo de electrones que pueden alojarse en cada nivel de energía. Este número se calcula mediante la siguiente expresión:

Nº máximo de e- por nivel = 2n2 donde n es el nivel o capa

Estas capas, a su vez, pueden tener varios subniveles. Los subniveles se representan mediante el número del nivel y una letra (s, p, d, f,…).

Además, hay que conocer cuántos electrones caben en cada subnivel:

• s: 2 electrones. • p: 6 electrones. • d:10 electrones. • f: 14 electrones.

FORMA Y TAMAÑO DE LOS ORBITALES

- Los orbitales s tienen forma esférica y su tamaño será mayor conforme nos vayamos alejando del núcleo. Pueden albergar un máximo de 2 electrones (recuerda que en cada orbital del tipo que sea caben 2 e).

- Los orbitales p están formados por dos lóbulos idénticos (forma de lazo o de 8)

cuyo centro coincide con el núcleo. Existen 3 tipos de orbitales p de identica



forma, que difieren en su orientación: px, py, pz.. Pueden albergar un máximo de 2 x 3= 6 electrones.

- Los orbitales d tambien tienen forma de lóbulos, pero más complejos. Existen 5

tipos de orbitales d por lo que en total pueden albergar un máximo de 2 x 5= 10 electrones.

- Los orbitales f tienen un aspecto multilobular, existiendo 7 tipos. En ellos caben

hasta 2 x 7= 14 electrones.



5. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. La configuración electrónica es la distribución de los electrones de un átomo en sus diferentes niveles y subniveles de energía. Los electrones se colocan comenzando por el nivel de menos energía, pero no exactamente en el orden literal, pues al estar los niveles cada vez más próximos, pueden desdoblarse y quedar algunos subniveles de un determinado nivel por debajo de otros subniveles del nivel anterior.

Fijaos como, si empezamos desde abajo, el subnivel 4s se adelanta al 3d.

Para determinar la configuración electrónica de un elemento tenemos dos métodos:

A) Usando el diagrama de Moeller o la Regla de Madelung: únicamente es necesario conocer la Z del elemento.



Para el fósforo (número atómico 15), tenemos:1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

B) Conociendo la posición del elemento dentro de la tabla periódica: si conocemos la tabla de memoria es realmente sencillo ir “leyendo” los orbitales que se van llenando periodo por periodo.

Para átomos con muchos electrones, esta notación puede ser muy larga por lo

que se utiliza una notación abreviada, que tiene en cuenta que las primeras subcapas son iguales a las de algún gas noble. Por ejemplo, el fósforo, difiere del argón y neón (1s2 2s2 2p6) únicamente por la presencia de la tercera capa. Así, la configuración electrónica del fósforo se puede escribir respecto de la del neón como: [Ne] 3s2 3p3. Esta notación es útil si tenemos en cuenta que la mayor parte de las propiedades químicas de los elementos vienen determinadas por las capas más externas. REGLAS DE LLENADO DE ORBITALES

1. En cada orbital solo puede haber 2 e-. 2. Los e- se van colocando ocupado primero los orbitales de menos energía. 3. Mientras sea posible, los electrones se colocan solitarios en los orbitales de cada

subnivel, evitando formar parejas en el mismo orbital.



Fijaos en como los suborbitales px, py y pz van acogiendo a los electrones de uno en uno, en lugar de ir completándolos antes de pasar al siguiente. Esto se debe a que, siempre que sea posible, los electrones se colocan desapareados.

6. JUSTIFICACIÓN DE LOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN

Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta conseguir una configuración electrónica estable. Estas configuraciones estables se caracterizan por: - Coincidir con la configuración de un gas noble. - O en su defecto, presentar los subniveles llenos o semilleros.

En definitiva lo que se intenta es cumplir la regla del octeto, ya que los gases nobles (excepto He) presentan 8 e- en sus últimos niveles.

Esta regla del octeto es la responsable de la valencia de un elemento, que se define como el número de electrones que necesita o que le sobra a un átomo para tener completo su último nivel. 7. EL SISTEMA PERIÓDICO DE MENDELEIEV

En la tabla periódica moderna, los elementos se ordenan según su número atómico. - PERIODOS: los elementos de un mismo periodo tienen el mismo número de

capas electrónicas, lo que influye en sus propiedades físicas. Existen 7 periodos. - GRUPOS: los elementos de un mismo grupo tienen idéntico número de

electrones en su última capa, lo que influye en sus propiedades químicas. Hay 18 grupos:

- Grupo IA: metales alcalinos. - Grupo IIA: metales alcalinotérreos. - Grupo IIIB-IIB: metales de transición. - Grupo IIIA: boranos. - Grupo IVA: carbonoideos. - Grupo VA: nitrogenoideos.



- Grupo VIA: calcógenos. - Grupo VIIA: halógenos. - Grupo VIIIA: gases nobles.

8. PROPIEDADES PERIÓDICAS

En mayor o menos grado, la mayoría de las propiedades físicas y químicas de los elementos se pueden relacionar con su situación en la tabla periódica. RADIO ATÓMICO

- En un mismo grupo los radios atómicos crecen al aumentar el número atómico, pues cada vez los átomos tienen más niveles.

- En un mismo periodo los radios atómicos disminuyen al aumentar el número atómico, ya que no aumenta el numero de capas, pero sí el número de protones del núcleo y de electrones, por lo que la atracción que ejerce es mayor, reduciéndose su diámetro.

CARÁCTER METÁTICO

Los elementos metálicos tienen poca tendencia a captar electrones y en cambio, los ceden fácilmente. Es más intenso cuanto más abajo y más a la izquierda está situado el elemento

OTRAS PROPIEDADES PERIÓDICAS

- Energía de ionización: energía necesaria para arrancar un electrón a este átomo. - Electronegatividad: medida de la atracción de un átomo sobre un par de

electrones mediante los cuales está enlazado con otro átomo. - Afinidad electrónica: se puede definir como las “ganas” que tiene un elemento

de ganar un electrón. - Puntos de fusión. - Puntos de ebullición. - Densidad.



9. TIPOS DE ENLACE Los átomos se unen para conseguir una mayor estabilidad, es decir, un menor

contenido en energía ¿Cómo lo hacen? Completando la regla del octeto. Los elementos pueden conseguir la configuración electrónica de gas noble de dos

formas distintas, que dan origen a diferentes tipos de enlace: A) Compartiendo electrones B) Cediendo o ganando electrones, es decir, formando iones.

Se distinguen tres tipos de enlace: covalente, iónico y metálico. ENLACE IÓNICO Se forma entre elementos metálicos y no metálicos, uno cede electrones (se

convierte en un catión) y otro los capta (se convierte en un anión). El enlace iónico se forma por la atracción electrostática entre los cationes y los aniones que se han formado por esa transferencia de electrones.



ENLACE METÁTICO

El enlace metálico es el que se forma entre los átomos de los metales. Los metales tienen pocos e- en su última capa y están poco atraídos por sus núcleos, por lo que tienden a perderlos. El resultado final es una especie de “nube” de electrones en la que están sumergidos los cationes metálicos, y donde los e- no pertenecen a ningún átomo en concreto, gozando de libertad de movimiento.

ENLACE COVALENTE El enlace covalente se produce cuando se combinan dos no metales a los que les falta un número pequeño de electrones para adquirir la configuración electrónica de gas noble. Ambos tienden a ganar electrones y no a perderlos, por lo tanto, la solución es compartirlos.



REPRESENTACIÓN DE MOLÉCULAS CON ENLACE COVALENTE: DIAGRAMAS DE LEWIS La formación de enlaces para formar moléculas puede describirse abreviadamente a través de un diagrama de puntos, llamado estructura de Lewis, mediante el cual se representa a los electrones de la última capa rodeando a cada símbolo del elemento correspondiente.

Con el diagrama de Lewis podemos representar tanto enlaces simples como enlaces dobles y triples:



EJERCICIOS EXTRA 1.¿Qué dos números característicos necesitarías para averiguar cuántas partículas contiene un átomo? Defínelos. 2. ¿Por qué la masa de un elemento no es un número entero? 3. Calcula la masa media del litio, sabiendo que está formado por un amezcla de 6

3Li y 73Li en una proporción del 7,40% y del 92,60%, y cuyas masas atómicas son 6,0167 y

7,0179, respectivamente. 4. Sabiendo que el boro natural de masa 10,8 está formado por dos isótopos estables: 10

5B y 115B, y que el isótopo de masa 11 se encuentra en un 80,3%, averigua la masa y

la abundancia en la que está el otro isótopo. 5. Calcula el número de electrones, protones y neutrones de los siguientes elementos: 94Be, 19

9F-1, 27

13Al+3, 4018Ar, 59

28Ni. 6. ¿Por qué los gases nobles son monoatómicos y poco reactivos? 7. Da la configuración electrónica tradicional y abreviada (utilizando los gases nobles) de: 11Na, 13Al, 15P, 18 Ar, 47 Ag. 8. Escribe las configuraciones electrónicas de las especies: K, Kr, Fe, Si, S, Te. 9. Escribe las configuraciones electrónicas de: K+, Cl-, Mg2+, Ca2+

10. ¿Son posibles las siguientes configuraciones? ¿A qué átomos corresponden?



a) 1s2 2s2 2p6 b) 1s2 2s1 2p1 c) 1s2 2s2 2p2 d) 1s2 2s2 2p1 e) 1s2 2s1 2p2 f) 1s2 2s1 3p1 g) 1s2 2s3 2p3 11. Ordena los siguientes elementos según carácter metálico creciente y justifica tu respuesta: a) Ca, Ba, Mg, Be, Sr. b) P, Al, Cl, Na, Si. 12. Ordena los siguientes elementos según volumen creciente y justifica tu respuesta: Ge, Sn, C, Si, Pb. 13. Explica por qué el hierro (z=26) tiene un radio atómico más pequeño que el escandio (z= 21), aunque tiene más protones, más neutrones y más electrones. 14. Dibuja las estructuras de Lewis de las moléculas de Fluor, Oxígeno, Nitrógeno y Metano. 15. Dibuja la estructura de Lewis de: bromuro de hidrógeno, cloruro de hidrógeno, amoníaco, agua, fosfina 16. Dibuja la estructura de Lewis de: CF4, PCl5, PCl3, Br2, SO3, CH4, CO2, SO2. 17. Explica el tipo de enlace que presenta el bromuro de potasio. 18. El fluoruro de potasio es un compuesto iónico. Sabiendo que sus números atómicos de los elementos son F (z=9) y K (z=19), explica cómo se formará el enlace entra ambos elementos. 19. Explica cómo se forma el enlace del sulfuro de sodio a través de la configuración electrónica de cada elemento y de su diagrama de Lewis.

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