Please wait - loading…

Física y Química (3º ESO): Los átomos

GoConqr Review

Resumen de modelos atómicos para 3º de ESO.
Carlos Moreno
Note by Carlos Moreno, updated more than 1 year ago
Carlos Moreno
Created by Carlos Moreno over 2 years ago
142
1

Resource summary

Page 1

Modelos atómicos

Modelo atómico de Dalton

En 1808 el científico inglés John Dalton enunció su teoría atómica para explicar las leyes químicas desarrolladas durante el siglo XVIII. Según el modelo de Dalton: La materia está formada por pequeñas partículas indivisibles, denominadas átomos, inalterables en cualquier proceso químico o físico. Un elemento tiene todos sus átomos iguales. Los átomos de distintos elementos, tienen distintas propiedades y distinta masa. La unión de átomos de diferentes elementos en una relación constante da lugar a átomos compuestos (que más adelante fueron denominados moléculas por el químico italiano Amadeo Avogadro, 1776 – 1856).

Modelo atómico de Thomson

Thomson descubrió la existencia de partículas con carga negativa en la materia. Su modelo supone que los átomos están formados por partículas negativas (posteriormente se denominaron electrones) incrustados en una esfera maciza de carga positiva, resultando un átomo neutro. Esto ocurre gracias al tubo de rayos catódicos.

Modelo atómico de Rotherford

Rutherford bombardeó con partículas α (núcleos de Helio) una lámina delgada de oro y estudió las desviaciones de estas partículas, llegando a las siguientes conclusiones: El átomo está constituido por un núcleo y una corteza. En el núcleo se encuentra toda la masa y la carga positiva del átomo. Y en la corteza se encuentra toda la carga negativa. El núcleo está rodeado a gran distancia por la corteza en la que se encuentran los electrones orbitando. El radio del núcleo es mucho menor que el radio del átomo, por lo que la mayor parte del átomo es prácticamente espacio vacío.

Modelo atómico de Bohr

Supone que los electrones de la corteza se sitúan en capas con diferente energía, mayor cuanto más alejada del núcleo esté. En cada una de estas capas puede haber un número dado de electrones, con una energía determinada en cada caso y las posiciones intermedias no son posibles. Este modelo podía explicar las líneas del espectro del hidrógeno, que se conocían bien desde finales del siglo XIX.  

Modelo atómico actual

El descubrimiento de una nueva partícula fundamental, el neutrón, cuya masa es semejante a la del protón y no tiene carga eléctrica, completó la descripción del modelo atómico. En el modelo actual no existen órbitas bien definidas por las que se mueven los electrones, sino que existen regiones del espacio, denominadas orbitales, en las que es muy probable encontrarlos. El átomo está formado por un núcleo, constituido por protones y neutrones, en el que se concentra la masa y la carga positiva del átomo, y de una corteza en la que se disponen los electrones (cargas negativas) en niveles de distinta energía. El volumen que ocupa el átomo es aproximadamente 105 veces mayor que el volumen del núcleo, por lo que podemos considerar que el átomo está esencialmente vacío.

Page 2

Los átomos

El número atómico (Z) es el número de protones que hay en el núcleo. Es característico de cada elemento. En los átomos neutros coincide con el número de electrones. En el sistema periódico actual los elementos están dispuestos en orden creciente de su número atómico. El número másico (A) o masa atómica es el número de protones más el número de neutrones de un átomo. A = Z + número de neutrones El número de neutrones de un átomo puede variar, por lo que el número másico es variable. De forma abreviada esto se suele representar de la siguiente manera:   Si en la parte superior derecha no aparece ningún número o signo, quiere decir que el átomo es neutro. Conociendo Z y A de un átomo se puede deducir la estructura básica del mismo:

Configuración electrónica

En el modelo atómico de Bohr, y en los posteriores, se considera que los electrones de la corteza se sitúan en niveles de distinta energía. Estos niveles de energía se numeran del 1 al 7 por orden creciente de la energía que tienen los electrones en el orbital. Cada uno de estos niveles puede contener a su vez subniveles energéticos que se designan con las letras s, p, d y f. La distribución de los electrones de un átomo en estos niveles y subniveles es lo que se conoce como configuración electrónica. Para escribir la configuración electrónica de un elemento conocido el número de electrones que posee sólo es necesario tener en cuenta unas reglas básicas: Los subniveles que contiene cada nivel energético: el primer nivel consta únicamente de un subnivel s, el segundo unos y otro p, el tercero s, p y d y a partir del cuarto se puede considerar que contiene cuatro (s, p d y f). 1s                2s 2p           3s 3p 3d      4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f     El número máximo de electrones de cada subnivel, que es el siguiente: en el subnivel s puede haber un máximo de 2 electrones, 6 en el p, 10 en el d y 14 en el f. Esto se debe a que en cada orbital cabe un máximo de dos electrones y los subniveles s, p, d y f contienen 1, 3, 5 y 7 orbitales respectivamente. s ⇒ 2 e- p ⇒ 6 e- d ⇒ 10 e- f ⇒ 14 e- El orden de llenado de los subniveles (de menor a mayor energía), que puede determinarse mediante el siguiente diagrama (denominado diagrama de Moeller):

Page 3

Isótopos

Como hemos visto anteriormente, el número de protones es invariable para cada tipo de átomos. Sin embargo, el número de neutrones sí puede variar entre átomos de un mismo elemento. Los átomos que tienen el mismo número atómico (son del mismo elemento) pero que difieren en su número másico se denominan isótopos. Los isótopos, por lo tanto, tienen el mismo número de protones, pero difieren en el número de neutrones. Como el número atómico de un elemento no puede variar, para nombrar un isótopo se indica exclusivamente el nombre del elemento y su número másico. Por ejemplo, los isótopos del carbono y  se denominan carbono doce y carbono catorce respectivamente. La masa atómica de un elemento es la media ponderada de la de los isótopos estables del mismo que se encuentran en la naturaleza. Recuerda La unidad de masa atómica (u) se define como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12 y equivale aproximadamente a la masa de un protón o un neutrón.

Masa atómica relativa

Masa atómica relativa La mayoría de los elementos químicos aparecen en la naturaleza como mezcla de distintos isótopos. La masa atómica que aparece en el sistema periódico no corresponde a ninguno de estos isótopos, sino que se trata de la masa atómica media de todos ellos. Podemos calcular esta masa atómica media conociendo la masa atómica de los isótopos y su abundancia relativa. Para hacerlo sólo tenemos que multiplicar la masa de cada isótopo por su abundancia (y dividir por cien si la abundancia aparece como un porcentaje) y sumar los resultados obtenidos. Por ejemplo:

La masa atómica media del magnesio es: Ar(Mg) = 24 · 0,7899 + 25·0,1 + 26·0,1101 = 24,32 u Ar se refiere a la masa atómica relativa, que se corresponde con la masa atómica media de los isótopos estables del elemento.

Page 4

Iones

Los iones son átomos que tienen carga porque han perdido o ganado electrones: Los cationes son iones positivos que provienen de un átomo neutro que ha perdido electrones. Los aniones son iones negativos que provienen de un átomo neutro que ha captado electrones. La carga de un ion se indica como un superíndice a la derecha del símbolo del elemento:

Por ejemplo, si un átomo de calcio pierde dos electrones se convierte en un catión de calcio con dos cargas positivas y se representa como Ca2+. O si un átomo neutro de cloro captura un electrón se convierte en un anión de cloro con una carga negativa, y se representa como Cl1- (frecuentemente se prescinde de poner el 1 y se representa como Cl-)

Page 5

Agrupaciones de átomos

A excepción de los gases nobles, por su gran estabilidad, en la naturaleza los átomos no suelen presentarse aislados, sino que se agrupan formando moléculas o redes cristalinas para buscar una mayor estabilidad. Tanto las moléculas como las redes cristalinas pueden estar formadas por un sólo tipo de átomos (elementos químicos) o por más de uno (compuestos químicos). Las moléculas están formadas por un número determinado de átomos. Las moléculas tienen entidad química propia, es decir, constituyen la mínima cantidad de una sustancia que mantiene todas sus propiedades. Las redes cristalinas están formadas por un número indeterminado de átomos que se disponen constituyendo una estructura geométrica ordenada. En los compuestos químicos que forman redes cristalinas la proporción en la que se encuentran los distintos átomos se mantiene constante. Regla del octeto Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones de forma que adquieran una configuración igual a la de los gases nobles. Excepto el helio, que tiene dos, los gases nobles tienen ocho electrones en su capa de valencia. En definitiva, los átomos son más estables cuando consiguen tener su última capa de electrones completa. Teniendo en cuenta la regla del octeto, podemos generalizar diciendo que los átomos que tienen pocos electrones en su última capa (los de la parte izquierda del sistema periódico, es decir, los metales) tienden a perderlos, quedando la capa anterior completa. Por el contrario, los átomos que tienen la capa de valencia casi llena (los de la derecha en el sistema periódico, o sea, los no metales) tienden a captar electrones para completarla. Un enlace químico es una unión entre dos átomos de forma que se origina una estructura más estable que cuando los átomos están separados.

Enlace iónico

Enlace iónico El enlace iónico se origina entre un metal y un no metal. El metal pierde electrones y forma un ion positivo (catión). El no metal capta electrones y forma un ion negativo (anión). La atracción entre estos iones de distinta carga es lo que se conoce como enlace iónico. Los compuestos iónicos son sólidos formados por una red cristalina de iones. En un cristal iónico los iones positivos se rodean de iones negativos y viceversa, pero manteniendo siempre el número de cargas positivas y negativas compensado.

Las propiedades de una sustancia están condicionadas en gran medida por el tipo de enlace.

Enlace Covalente

El enlace covalente se origina entre dos átomos no metálicos. Para alcanzar la estabilidad los dos átomos comparten parejas de electrones (uno de cada átomo) consiguiendo completar sus capas de valencia. Los enlaces covalentes pueden ser sencillos o múltiples (dobles, triples, ...) según se compartan una o más parejas de electrones entre dos átomos. Los compuestos covalentes pueden ser de dos tipos: sustancias moleculares, que son gases o líquidos a temperatura ambiente, y los cristales covalentes, que son sólidos. Propiedades de los compuestos covalentes:

Enlace metálico

El enlace metálico se origina entre átomos metálicos. Los cristales metálicos están constituidos por una red tridimensional de iones positivos. Los electrones desprendidos por todos estos iones forman una nube electrónica que rodea a los iones y los mantiene unidos.   Las propiedades de los compuestos metálicos son las siguientes:

Show full summary Hide full summary

Similar

Unidad Didáctica. Reacciones químicas. 3 ESO
Juan Carlos Sánchez Díaz
formulas físicas basica
michelkiss25
DIAGNÓSTICO_QUÍMICA I
yonnathan montaño muñoz
FALTES CATALÀ
Andrea Mugarra
literatura renacentista 3º ESO
juan sosa ceballos
UD3. Los plásticos (II)
José Ignacio Carrera
cartas gamificación 3ºESO
Ana Sanjuán
Tema 4. El movimiento
JOSE LUIS FERNANDEZ GAMAZA
UD 6 Las reacciones químicas.
Natalia Cardalliaguet
Las reacciones químicas
Javier Aranda Albarrán
Prueba de contenidos - Tema 4 - FQ 3º ESO
gcodoner