1. ÁTOMOS.
1.1. HISTORIA: MODELOS ATÓMICOS.
1.2. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO.
1.3. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.
2. TABLA PERIÓDICA.
2.1. PROPIEDADES PERIÓDICAS 1.
2.2. PROPIEDADES PERIÓDICAS 2.
3. MOLÉCULAS E IONES.
3.1. MOLÉCULAS.
3.2. IONES.
1. ÁTOMOS.
1.1. HISTORIA: MODELOS ATÓMICOS.
Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia. Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.
Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.
1.2. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO.
En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.
· El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.
· Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.
· La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.
Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. Así, el número atómico también coincide con el número de electrones.
Isótopos.
La suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo recibe el nombre de número másico y se representa con la letra A. Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones.
Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico.
1.3. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.
Aunque los conocimientos actuales sobre la estructura electrónica de los átomos son bastante complejos, las ideas básicas son las siguientes:
1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones, numerados del 1, el más interno, al 7, el más externo.
2. A su vez, cada nivel tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.
3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7).
La distribución de orbitales y número de electrones posibles en los 4 primeros niveles se resumen en la siguiente tabla:
2.1. PROPIEDADES PERIÓDICAS 1.
La utilidad de la Tabla Periódica reside en que dicha ordenación de los elementos químicos permite poner de manifiesto muchas regularidades y semejanzas en sus propiedades y comportamientos.
Algunas de estas regularidades más importantes son:
· 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).
· Podemos distinguir 4 conjuntos de elementos químicos, según la facilidad de sus átomos para perder o ganar electrones, transformándose en iones:
Ø Metales. Se transforman fácilmente en iones positivos. Quedan situados a la izquierda y el centro de la tabla. Tienen propiedades comunes, como conducir la electricidad y el brillo metálico. En su mayoría son sólidos a temperatura ambiente.
Ø Semimetales. Se transforman con dificultad en iones positivos. Tienen propiedades intermedias entre los metales y los no metales.
Ø No metales. Se transforman fácilmente en iones negativos. Se sitúan en el lado derecho. Suelen ser líquidos o gases a temperatura ambiente, y son malos conductores de la electricidad.
Ø Inertes (Gases nobles -He, Ne, Ar,...). No forman iones. En condiciones normales, no se combinan con ningún otro elemento químico. Elementos en la columna más a la derecha.
2.2. PROPIEDADES PERIÓDICAS 2.
Otras regularidades que aparecen en los elementos ordenados en la Tabla Periódica son:
· Tamaño de los átomos: Los átomos de los distintos elementos varían bastante en tamaño. Por ejemplo el radio del átomo de rubidio es de 2,50 angstroms (1 angstrom es la diez mil millonésima parte de 1 metro, 1Å = 10-10 m), casi 4 veces mayor que el del átomo de flúor (0,64 Å).
En general, el radio atómico aumenta al descender en los grupos de la tabla. (Compruébalo pasando el ratón sobre elementos de un mismo grupo en la tabla de abajo y observando el campo correspondiente -los radios están expresados en picómetros, 1 pm = 10-12 m.)
Por otra parte, en general el radio atómico disminuye al avanzar a lo largo de un período. La explicación es que al avanzar en un período, mientras el número de capas de electrones permanece igual, la carga positiva del núcleo aumenta lo que hace que los electrones se acerquen más al núcleo, disminuyendo así el radio.
· Electronegatividad: Basándose en la energía que es necesaria suministrarle a un átomo para arrancarle un electrón de su capa externa (su potencial de ionización) y la energía que liberará un átomo cuando captura un electrón (su afinidad electrónica), Pauling elaboró una escala de electronegatividad, que mide la tendencia de los átomos a atraer hacia sí los electrones de otros átomos cuando se unen con ellos. En general, crece de abajo a arriba en los grupos y de izquierda a derecha en los períodos, siendo el Flúor el elemento más electronegativo y el Francio el menos.
3. MOLÉCULAS E IONES.
3.1. MOLÉCULAS.
En la naturaleza raramente aparecen átomos aislados; sólo los gases nobles (He, Ne, Ar,...) que constan de átomos individuales, no reactivos. Los átomos tienden a combinarse entre sí de varias maneras para formar las distintas sustancias puras: elementos y compuestos. Las unidades que sirven como bloques de construcción de dichas sustancias son las moléculas y los iones.
Dos o más átomos pueden combinarse entre sí para formar una molécula. Por ejemplo el oxígeno (O2) o el nitrógeno (N2), constituidos por moléculas de elementos. Las moléculas de los compuestos están formadas por átomos de diferentes tipos, por ejemplo en el agua o el dióxido de carbono. Los átomos involucrados suelen ser de elementos no metálicos. Dentro de la molécula, los átomos están unidos unos a otros por fuerzas intensas denominadas enlaces químicos.
Las sustancias moleculares se representan abreviadamente mediante las fórmulas, en las que se indica el número de átomos de cada elemento por un subíndice escrito después del símbolo del elemento (si un símbolo de un elemento no lleva subíndice significa que hay un solo átomo del mismo). Así, las fórmulas moleculares para el agua (H2O), amoníaco (NH3) y metano (CH4), se interpretan del siguiente modo:
· En la molécula de agua hay dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.
· En la molécula de amoníaco hay un átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno.
· En la molécula de metano hay un átomo de carbono y cuatro átomos de hidrógeno.
3.2. IONES.
Cuando un átomo pierde o gana electrones, se forman partículas cargadas denominadas iones. Los átomos de los elementos metálicos (los situados a la izquierda y en el centro de la tabla periódica) tienden a perder electrones para formar iones cargados positivamente llamados cationes.
Los átomos de no metales (los elementos situados a la derecha de la tabla periódica) tienden a ganar electrones y formar iones negativos llamados aniones.
Cuando se forma un ion, el número de protones en el núcleo no cambia. Lo único que varía es el número de electrones, que aumenta o disminuye.
Los iones vistos hasta este ahora son monoatómicos, es decir, proceden de un único átomo que ha perdido o ganado electrones. Muchos iones importantes en química son poliatómicos, es decir, contienen más de un átomo. Ejemplos de este tipo de iones son el ion hidróxido (OH-) y el ion amonio (NH4+). Estos iones se pueden imaginar como una "molécula cargada".
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