Estructura de la corteza Para distribuir los electrones alrededor del núcleo del átomo ten en cuenta lo siguiente:

Los electrones del átomo se distribuyen en órbitas o capas alrededor del núcleo.

Las distintas órbitas se identifican por un número entero, n, llamado número cuántico principal.

Así para la primera (la más próxima al núcleo) n= 1; para la segunda n= 2; para la tercera n= 3... etc.

El número de capas u órbitas que posee un elemento viene dado por el número del periodo en que está situado en la tabla periódica.

Para distribuir los electrones entre las distintas órbitas o capas se deben tener en cuenta unas reglas obtenidas de la experimentación:

1) Las capas se van llenando por orden: primero se llena la n = 1, a continuación, n= 2, después n = 3 ... etc.

2) No se puede empezar a llenar un nivel superior si no está lleno el inferior.

3) El número máximo de electrones que se puede alojar en cada capa es:

n nº máx. electrones

1 2

2 8

3 18

4 32

3º ESO FÍSICA Y QUÍMICA Tabla Periódica y

Enlaces Atómicos

La última capa, o capa más externa, recibe el nom-bre de “capa de valencia” y los electrones situados en ella “electrones de valencia”. En este átomo la capa de valencia es la tercera y tiene un único electrón de valencia.

Primera capa (n = 1). Nº máximo de electrones= 2

Segunda capa (n = 2). Nº máximo de electrones= 8

Tercera capa n = 3. En este caso tiene solamente un elec-trón.

Configuración electrónica

Para obtener la configuración electrónica de los átomos (esto es, cómo se distribuyen los electrones en las capas de la corteza) deberemos de estudiar con más detenimiento cómo son esas capas.

Lo primero que debemos saber es que dentro de las capas existen subcapas o subniveles que se identifican con las letras s, p, d y f que pueden alojar más o menos electrones:

Los electrones se distribuyen en las capas ocupando los distintos subniveles que en ellas existen:

Capa Subni-veles

1 s

2 s, p

3 s, p, d

4 s, p, d, f

5 s, p, d, f

6 s, p, d, f

7 s, p, d, f

Cada nivel puede alojar un número máximo de electrones Niveles Nº max

s 2

p 6

d 10

f 14

Los niveles se van llenando por orden y hasta que un nivel no está lleno no se pasa a llenar el siguiente.

El orden de llenado de los niveles se obtiene a partir del diagrama de Möeller:

Para obtener la configuración electrónica de un átomo:

1. Considera el número de electrones que debes distribuir. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro viene dado por el número atómico Z.

2. Ve colocando los electrones por orden en los niveles de cada capa. Cuando un nivel se complete, pasa al siguiente (ayúdate del diagrama de Möeller).

3. Cuando hayas colocado todos los electrones habrás terminado.

4. Ordena por capas la configuración obtenida.

Ejemplos

Li Z = 3 1s2 2s 1

N Z = 7 1s2 2s 2p3

Mg Z = 12 1s2 2s2 p6 3s2

Si Z = 14 1s2 2s2 p6 3s2 p2

S Z = 16 1s2 2s2 p6 3s2 p4

Ar Z = 18 1s2 2s2 p6 3s2 p6

Ti Z = 22 1s2 2s2 p6 3s2 p6 4s2 3 d2 = 1s2 2s2 p6 3s2 p6 d24s2

Ga Z = 31 1s2 2s2 p6 3s2 p6 4s2 3 d10 4 p1 = 1s2 2s2 p6 3s2 p6 d10 4s2 4 p1

Br Z = 35 1s2 2s2 p6 3s2 p6 4s2 3 d10 4 p5 = 1s2 2s2 p6 3s2 p6 d10 4s2 4 p5

1

He

Li Be B C N O F Ne

La

Ac

3º ESO FÍSICA Y QUÍMICA Tabla Periódica y

Enlaces Atómicos

Gases nobles

H

Metales alcalinos (el H no pertenece a los alcalinos

Metales alcalinotérreos Térreos

Carbonoideos

Nitrogenoideos

Halógenos

Anfígenos

Elementos de transición

Elementos de Transición interna O Tierras Raras

Actínidos En la tabla periódica los elementos se ordenan en filas o periodos que se numeran del 1al 7, y en columnas, grupos o fami-lias, que se numeran del 1 (alcalinos) al 18 (gases nobles).

El hidrógeno, el elemento más ligero, tiene propiedades singulares y es difícil de ubicar, pero se tiende a colocar en el grupo 1 (alcalinos), aunque sus propiedades son muy distintas de los metales de este grupo y no se le considera un metal alcalino.

Todos los elementos de un grupo tienen propiedades químicas semejantes.

Mendeleiev (en 1869) ordenó los elementos de menor a mayor masa atómica, aunque en dos ocasiones (Ar y K, Te y I) tuvo que invertir el orden para que los elementos se situaran en el grupo que les correspondería por sus propiedades químicas. En las tablas periódicas modernas los elementos se clasifican de menor a mayor número atómico (número de protones).

El número del periodo nos da el número total de capas u órbitas de los átomos.

Configuración de la úl-tima capa (n es el nú-mero de la última capa, coincide con el número del periodo):

Alcalinos: ns1

Alcalinotérreos: ns2

Térreos ns2p1

Carbonoideos: ns2p2

Nitrogenoideos: ns2p3

Anfígenos : ns2p4

Halógenos: ns2p5

Gases nobles: ns2p6 (excepto He)

La tabla periódica de los elementos fue presentada por Mendeleiev en 1869 como una manera de clasificar los elementos conocidos.

Permitía establecer relaciones entre sus propiedades facilitando su estudio.

2

He

Li Be B C N O F Ne

La

Ac

Los gases nobles tienen una estructura electrónica especialmente estable con ocho electrones en su última capa: ns2p6 (excepto el He que tiene dos).

Todos los elementos tienden a adquirir la estructura de gas noble. Para eso tratan de captar o perder electrones.

H

Una línea quebrada separa, aproximadamente, los metales (que se sitúan a la izquierda de la

línea) y los no metales (a la derecha).

A izquierda y derecha de la línea que divide metales y no metales se sitúan una serie de elementos (trama oscura) que tienen propiedades de ambos, son los llamados se-

mimetales o metaloides.

Los gases (trama vertical) se concentran a la derecha del Sist. Periodico

Buena parte de los metales “típicos”: hierro, cobre, zinc, plata, oro… se encuentran entre los elementos de transición.

Las propiedades químicas de los elementos están ín-timamente ligadas a la es-tructura electrónica de su última capa.

Todos los elementos de un mismo grupo tienen la misma estructura electrónica en su última capa o capa de valencia, de ahí que tengan unas propiedades químicas si-milares.

Los elementos, como los halógenos o calcógenos, a los que les faltan solamente uno o dos electrones para adquirir la configuración de gas no-ble, tienen mucha tendencia a captar electrones transformándose en io-nes con carga negativa. Se dice que son muy electronegativos.

En general los no metales son elementos electronegativos y tienden a captar electrones para dar iones negativos.

A los elementos que están muy alejados de la configuración del gas no-ble siguiente (como los metales alcalinos o alcalinotérreos), les resulta mucho más sencillo perder uno o dos electrones para adquirir la configu-ración electrónica del gas noble anterior. Por tanto, mostrarán mucha tendencia a formar iones con carga positiva. Se dice que son muy poco electronegativos.

En general, los metales son poco electronegativos y tienden a per-der electrones para dar iones positivos.

Los metales tienen energías de ionización bajas (cuesta muy poco arrancarles un electrón). La razón es sencilla: si tienden a ceder electro-nes bastará con comunicarles muy poca energía para arrancárselos

Los no metales muestran energías de ionización elevadas, ya que si tienden a captar electrones, mostrarán muy poca tendencia a cederlos.

Por tanto, habrá que comunicarles mucha energía para arrancárselos.

3

Nombres y símbolos de los elementos

que hay que conocer (3.º ESO)

Alcalinos Alacalinotérreos Metales de transición Grupo del B Grupo del C Pnictógenos Calcógenos Halógenos Gases nobles

Li Litio Be Berilio Cr Cromo B Boro C Carbono N Nitrógeno O Oxígeno F Flúor He Helio

Na Sodio Mg Magnesio W Wolframio Al Aluminio Si Silicio P Fósforo S Azufre Cl Cloro Ne Neón

K Potasio Ca Calcio Mn Manganeso Ga Galio Ge Germanio As Arsénico Se Selenio Br Bromo Ar Argón

Rb Rubidio Sr Estroncio Fe Hierro

Sn Estaño Sb Antimonio Te Teluro I Yodo Kr Kriptón

Ba Bario Co Cobalto

Pb Plomo

Xe Xenón

Ra Radio Ni Níquel

Rn Radón

Pt Platino

Cu Cobre

Ag Plata

Au Oro

Zn Zinc, cinc

Hg Mercurio

H: Hidrógeno

4

Los enlaces atómicos

ENLACE IÓNICO

Si enfrentamos un átomo al que le falten pocos electrones en su capa de valencia para adquirir la confi-guración de gas noble (muy electronegativo, tendencia a coger electrones), tal como el cloro, con otro cuya electronegatividad sea baja (tendencia a ceder electrones), tal como el sodio, éste cederá un elec-trón al cloro. Como consecuencia, el cloro se convertirá en un ión negativo (anión) mientras que el sodio se convierte en un ión positivo (catión) y ambos se unirán debido a la atracción entre cargas de distinto signo.

El proceso fundamental consiste en la transferencia de electrones entre los átomos (uno da un electrón y el otro lo coge), formándose iones de distinto signo que se atraen:

Los átomos tienden a unirse unos a otros para formar entidades más complejas. De esta manera se construyen todas las sustancias.

► ¿Por qué los átomos tienden a unirse y no permanecen aislados como tales átomos? ► ¿Por qué un átomo de cloro se une a uno de hidrógeno y, sin embargo, un átomo de oxígeno se

combina con dos de hidrógeno, o uno de nitrógeno con tres de hidrógeno? ► ¿Cuál es el “mecanismo” que mantiene unidos los átomos?

La teoría del enlace químico trata de dar respuesta a estas cuestiones

La causa determinante de que los átomos se combinen es su tendencia a adquirir la configura-ción de gas noble (ns2 p6) en su capa más externa o “capa de valencia”. Ésta es una configuración especialmente estable a la que tienden todos los elementos.

-

Na Cl

Electrón ce-dido por el átomo de Na al de Cl

Al perder un electrón el Na se transforma en Na+

Al perder un electrón el Cl se transforma en Cl -

- +

Los iones se unen debido a la atracción entre cargas de distinto signo

5

Realmente este proceso se realiza simultáneamente en millones de átomos, con el resultado de que se formarán millones de iones positivos y negativos que se atraen mutuamente formando una estructura integrada por un número muy elevado de iones dispuestos en forma muy ordenada. Es lo que se llama red iónica o cristal.

Este enlace tendrá lugar entre átomos de electronegatividad muy distinta: entre metales y no metales.

En los compuestos iónicos no se puede hablar de moléculas individuales, sino de grandes agregados.

Por tanto, en los compuestos iónicos la fórmula representa la proporción en la que los iones se encuentran en el com-puesto.

Ejemplos: NaCl. La relación de iones de Na+ e iones Cl – es 1:1 (hay el mismo número de ambos)

CaCl2. Hay doble número de iones Cl – que de iones Ca2+

Los compuestos iónicos tienen las siguientes propiedades:

► Son sólidos cristalinos: estructura muy ordenada ► Poseen puntos de fusión y ebullición elevados, síntoma de que el enlace es fuerte. ► Suelen ser solubles en agua. ► Fundidos o en disolución acuosa son buenos conductores de la corriente eléctrica, debido a la existencia de cargas

libres (iones).

ENLACE COVALENTE Si los átomos que se enfrentan son ambos electronegativos (no metales), ninguno de los dos cederá electrones. Una manera de adquirir la configuración de gas noble en su última capa es permanecer juntos con el fin de compartir electrones. El proceso fundamental en este tipo de enlace es la compartición de electrones. Los átomos permanecen juntos con el fin de poder compartir los electrones. Es un enlace característico entre átomos de electronegatividad alta (no metales). Cuando los átomos se unen mediante este tipo de enlace se forman unas nuevas entidades formadas por los átomos unidos. Son las moléculas. Las moléculas son las unidades básicas de los compuestos covalentes. Para referirse a los compuestos se utilizan las “formulas químicas”. Para escribir la fórmula química correspondiente a un compuesto se citan los átomos que lo forman utilizando su símbolo afectado de un subíndice que indica el número de átomos que forman la molécula.

Átomo de Cl Átomo de H Molécula de HCl

Par de electrones compartido

Molécula de H2O Molécula de CO2 Molécula de SO3 Molécula de H2SO4

6

Para representar las moléculas resultantes de la unión mediante enlace covalente se utilizan mucho los diagramas de Lewis. En ellos se representan por puntos o cruces los electrones de la capa de valencia del átomo y los electrones compartidos se sitúan entre los dos átomos. De esta manera es fácil visualizar cómo ambos átomos quedan con ocho electrones (estructura de gas noble) y los electrones compartidos: Para simplificar la escritura los electrones de enlace se representan por una raya entre ambos átomos: H – H O = O H – O - H Los compuestos con enlace covalente tienen las propiedades siguientes: ► Son gases o líquidos (entre las moléculas formadas casi no hay fuerzas que las mantengan unidas) ► Tienen puntos de fusión y ebullición bajos. ► Suelen ser poco solubles en agua. ► Disueltos en agua conducen mal la corriente eléctrica (no existen cargas libres).

ENLACE METÁLICO

El enlace metálico es el que mantiene unidos los átomos de los metales. Mediante la estructura del enlace metálico de puede dar explicación a las propiedades más características de los metales tales como su facilidad para conducir la elec-tricidad y el calor (conductividad), la capacidad para extenderse en hilos muy finos (ductilidad) , la capacidad para obtener láminas finas (maleabilidad), densidades elevadas, puntos de fusión altos... El modelo más sencillo de enlace metálico se basa en una de las propiedades características de los metales: su baja electronegatividad (ceden electrones con facilidad). Así pues el enlace metálico podemos describirlo como una dispo-sición muy ordenada y compacta de iones positivos del metal (red metálica) entre los cuales se distribuyen los electrones perdidos por cada átomo a modo de “nube electrónica” . Es importante observar que los electrones pueden circular libremente entre los cationes, no están ligados (sujetos) a lo núcleos y son compartidos por todos ellos. Esta nube electrónica hace de “colchón” entre las cargas positivas impidiendo que se repelan y manteniendo unidos los átomos del metal. En los metales tampoco se forman moléculas individuales. La situación es muy parecida a la encontrada en el caso de los compuestos iónicos. La fórmula de un metal representa al átomo metálico correspondiente. Ejemplos: Fe : hierro; Au: Oro; Cu: cobre... Propiedades de los metales: ► Son sólidos a temperatura ambiente (a excepción del mercurio) de densidad elevada. Observa que la red metálica

postula una estructura muy ordenada (típica de los sólidos) y compacta (con los iones muy bien empaquetados, muy juntos, densidad alta)

► Temperaturas de fusión y ebullición altas: síntoma de que el enlace entre los átomos es fuerte. ► Buenos conductores del calor y la electricidad: debido a la existencia de electrones libres que pueden moverse. ► Ductilidad y maleabilidad: debido a la posibilidad de que las capas de iones se puedan deslizar unas sobre otras sin

que se rompa la red metálica

+ + + + + + +

+ + + + + + +

+ + + + + + +

+ + + + + + +

H H x

• x

O x

O xx

xx x

••

•• • •

xx

xx x

O •H H•