1

SISTEMA PERIÓDICO Y ENLACE

LA CONSTITUCIÓN DEL ÁTOMO

POTASIO

Número másico A

Número atómico Z

39

19

Número de protones

Número de electrones

Número de neutrones A – Z = 39 – 19 = 20

19

19

2

MODELO ATÓMICO ACTUAL

Modelo mecánico-cuántico actual (1925)

El modelo mecánico-cuántico de Schröedinger, establece que los electrones se encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones más o menos probables.

r distancia al núcleo

Pro

ba

bil

ida

d

Un orbital es una región del espacio en la que existe una probabilidad elevada (superior al 90%) de encontrar al electrón

3

Modelo

Mecánico-cuántico

TIPOS DE ORBITALES ATÓMICOS

PRIMER NIVEL 1s

SEGUNDO NIVEL 2s

�� ��

��

2p

Orbital 1s Orbital 2s

Orbital 2px Orbital 2py Orbital 2pz

4

TERCER NIVEL 3s

�� �� ��

3p

��� ��� ��� ����� ���

3d

5

P1. ¿Qué se quiere decir cuando indicamos que la mayor parte del átomo está vacía?

P2. Razona si es verdadera o falsa la siguiente frase: «La órbita de Borh coincide con la zona

de máxima probabilidad del orbital».

MODELO ATÓMICO DE BOHR

En el modelo atómico de Bohr los electrones solo se pueden encontrar girando en determinados niveles de energía.

En el primer nivel de energía puede haber hasta 2 electrones

En el segundo nivel de energía puede haber hasta 8 electrones

En el tercer nivel de energía puede haber hasta 16 electrones

En el cuarto nivel de energía puede haber hasta 32 electrones

6

Se denominan isótopos a los átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen una cantidad diferente de neutrones, y por lo tanto, difieren en masa atómica.

Cada elemento químico se caracteriza por el número de protones de su núcleo, que se denomina número atómico (Z). Así, el hidrógeno (1H) tiene un protón, el carbono (6C) tiene 6 protones y el oxígeno (8O) tiene 8 protones en el núcleo.

El número de neutrones del núcleo puede variar. Casi siempre hay tantos o más neutrones que protones. La masa atómica (A) se obtiene sumando el número de protones y de neutrones de un núcleo determinado.

Un mismo elemento químico puede estar constituido por átomos diferentes, es decir, sus números atómicos son iguales, pero el número de neutrones es distinto. Estos átomos se denominan isótopos del elemento en cuestión. Isótopos significa "mismo lugar", es decir, que como todos los isótopos de un elemento tienen el mismo número atómico, ocupan el mismo lugar en la Tabla Periódica.

Por tanto:

Si a un átomo se le añade un protón, se convierte en un nuevo elemento químico

ISÓTOPOS

Número Atómico

(p+)

Símbolo

Atómico

6 e-

8 e-

Un átomo de Carbono -12

Un átomo de Oxígeno - 16

Número Másico

(p++ n0)

7

Si a un átomo se le añade un neutrón, se convierte en un isótopo de ese elemento químico

Se conocen 3 isótopos del elemento hidrógeno: ��� es el hidrógeno ligero,

el más abundante, con un protón y cero neutrones. El ��� es el deuterio

(D), cuyo núcleo alberga un protón y un neutrón y el �� es el tritio (T),

cuyo núcleo contiene un protón y dos neutrones.

Los isótopos del carbono son ��� (6 protones y cinco neutrones), �

�� (6

protones y seis neutrones), �� (6 protones y siete neutrones) y �

�� (6 protones y ocho neutrones).

P3.Dos átomos son del mismo elemento si tienen el mismo número de: a) Protones. b) Electrones. c) Neutrones.

8

P4. Elabore una lista con todos los orbitales que hay en el nivel 3 de un átomo. P5. Entre las siguientes parejas de orbitales puede haber diferencias de forma y/o de tamaño. Señale cuáles se dan en cada caso:

1º. En cada orbital solo puede haber 2 electrones.

2º. Los electrones van ocupando el orbital de menor energía que esté vacío.

3º. Cuando se llenan orbitales de la misma energía (p ó d), primero se coloca un electrón en cada uno de los orbitales, y después se van completando.

1s 2s 2p 3s 3p

1s 2s 2p 3s 3p

Orbitales Diferencias en forma Diferencias en tamaño

2s y 3p 2s y 5s 3d y 4d 2s y 3d

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Para obtener la configuración electrónica de un átomo seguiremos las siguientes reglas:

1s 2s 2p 3s 3p

��

����

���

9

Niveles electrones

1 1s 2

2 2s 2p 8

3 3s 3p 3d 18

4 4s 4p 4d 4f 32

5 5s 5p 5d 5f 32

6 6s 6p 6d 6f 32

7 7s 7p 7d 7f 32

LA ENERGIA DE LOS ORBITALES

n = 1

n = 2

n = 3

n = 4

1s

2s

2p

3s

3p

3d

4s

4p

4d

4f

En

erg

ía

ORDEN DE LLENADO: DIAGRAMA DE MOELLER

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P6. Indique el número de protones, el número de neutrones y el número de electrones correspondiente a los siguientes isótopos:

a) ���� , b) ��

�� , c) ���� , d) ���

�� , e) ��� , f) �

�� , g) ���� ,h) ���

��� .

Ejemplo: En la tabla periódica los elementos vienen expresados de la forma:

De acuerdo con la teoría vemos que Z = 20, por tanto esto me indica que un átomo de Ca tiene 20 electrones.

Si seguimos el diagrama de Moeller tendremos:

����������������

Si sumamos vemos que: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 = 20

Los electrones de valencia son los electrones que se encuentran en los mayores niveles de energía del átomo, siendo estos los responsables de la interacción entre átomos de distintas especies o entre los átomos de una misma especie.

Capa de Valencia

Por ejemplo el Mg:

Configuración Capa de Valencia

12Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 3s2

ELECTRONES DE VALENCIA

Representación del último nivel de energía de la configuración electrónica de un elemento, incluyendo únicamente los orbitales “ s y p”.

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Electrones de Valencia Electrones que se encuentran en la Capa de Valencia. Por ejemplo el magnesio que tiene una capa de valencia 3s2, tiene 2 electrones de valencia.

Elemento Capa de Valencia

Electrones de Valencia

Mg 3s2 2

Cl 3s2 3p5 7 Al 3s2 3p1 3

O 2s2 2p4 6

Estructura de LEWIS La estructura de Lewis es la representación gráfica del símbolo del elemento con los electrones de valencia alrededor del símbolo, empleando puntos o asteriscos.

El número de electrones de valencia de los elementos representativos, es igual al grupo donde se encuentran.

Alrededor del símbolo existen cuatro lados imaginarios (un cuadrado) y la capacidad de dos electrones por lado. La estructura de Lewis de un átomo puede tener hasta 8 electrones de valencia.

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Regla del octeto

En la representación de la estructura de lewis de un átomo individual, el máximo de electrones que pueden representarse alrededor del símbolo son 8, los únicos que cumplen con esta condición son los gases nobles (grupo VIII A).

Cuando los átomos se unen para formar moléculas, los únicos que completan el octeto o los ocho electrones, son los elementos no metálicos (los que se escriben a la derecha en las moléculas binarias y en el centro en las ternarias).La regla del octeto se aplica cuando se escribe la estructura de lewis de un compuesto.

Los átomos del grupo 18 se denominan gases nobles. Tienen 8 electrones en el último nivel. Configuración: ns2 np6.

No ganan ni pierden electrones, por lo que son los elementos más estables de la tabla periódica.

2 He

Helio

10 Ne

Neón 18

Ar Argón 36

Kr Kriptón 54

Xe Xenón 86

Rn Radón

Ej.: ¿El número de electrones de valencia del Cu (Z=29) es:

a) 11 b) 10 c) 9 d) 2 e) 1

a) Se escribe la configuración electrónica externa, en donde se indica en un corchete el gas noble anterior al elemento configurado, en nuestro caso: � ��� � y, posteriormente, los niveles y subniveles que no están

incluidos en ese gas nombre y pertenecen al elemento configurado, es decir:

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29Cu = [18Ar] 4s1 3d10 sumando los superíndices: 1+10 = 11.

Para esto hemos utilizado la regla de Moeller y el gas noble más cercano y de menor número atómico que el elemento propuesto.

En este caso los 10 electrones no participan en la formación de enlaces ya que todos sus electrones se encuentran apareados, por tanto, en el elemento en estudio el nivel más externo es 4s1 , que posee solo 1 electrón de valencia.

Se unen el catión sodio (� !) y el anión cloruro #�$) .

El � adquiere la configuración de gas noble al ceder su electrón de valencia se convierte en el ión � !. %&: (%)*3,- → � !: (��*;(%)* → Misma configuración que el %). El � adquiere la configuración de gas noble al ganado un electrón y convirtiéndose en �$. 12:(%)*3,-334 → 12$:(%)*3,-335 → �$:( �*

Un átomo de � se combina con uno de �. Se forma �� .

En un compuesto iónico, la fórmula solo nos indica la proporción en la que se encuentran los átomos. No se forman moléculas aisladas.

TIPOS DE ENLACE ENTRE ÁTOMOS

ENLACE IÓNICO

Se denomina enlace químico entre átomos la unión que mantiene unidos a los átomos debido a las fuerzas de atracción existentes entre ellos.

Son fuerzas de naturaleza eléctrica, pero con algunas variaciones, dependiendo de cómo sean los átomos que se enlazan.

El enlace iónico se da entre iones de distintos signo, por atracción entre las cargas.

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Lewis propuso representar los enlaces usando los símbolos de los elementos y puntos para los electrones de valencia. El par de electrones compartido se representa mediante un guión (raya) entre los átomos.

Cada átomo de Cl tiene 7 electrones de valencia; si entre los dos átomos comparten un par de electrones, ambos alcanzan la configuración de gas noble. Decimos que se ha cofigurado un enlace covalente.

12:(%)*3,6334

En el caso de dos átomos de Oxígeno, como cada átomo de O tiene 6 electrones de valencia, debe compartir dos pares de electrones para alcanzar la configuración de gas noble. Se ha formado un enlace covalente doble.

7:(8)*2,623:

Cuando se combinan 2 átomos de Nitrógeno, como cada átomo de N tiene 5 electrones en su capa de valencia, debe compartir tres pares de electrones para alcanzar la configuración de gas noble. Se forma un enlace covalente triple

%:(8)*2,623;

ENLACE COVALENTE

El enlace covalente se produce entre átomos que comparten electrones. Estos electrones son atraídos por los núcleos de los dos átomos.

Cl Cl Cl Cl Cl Cl Cl2

Enlace simple

O O O O O O O2

Enlace doble

N N N N N N N2

Enlace triple

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Así mismo, se forman enlaces covalentes entre átomos de diferentes elementos no metálicos. Lewis propone diferentes estructuras en las que se diferencian los electrones de los distintos átomos con puntos (·) y aspas (x):

Se produce cuando se combinan metales entre sí. Los átomos de los metales necesitan ceder electrones para alcanzar la configuración de un gas noble. Los metales ceden los electrones de valencia formándose una nube de electrones entre los núcleos positivos.

Es el enlace propio de los metales. Los electrones tienen una cierta movilidad, siendo esta la causa de ser los metales buenos conductores de la electricidad.

H H

O

H

O

H

H2O

H

H

H

H C H

H

H

H C CH4

ENLACE METÁLICO

El enlace metálico se debe a la atracción entre los electrones de valencia de todos los átomos y los iones positivos que se forman.

RESUMEN Para saber el tipo de enlace que presentan las sustancias debemos conocer el carácter metálico de los átomos que lo forman. · Si se unen dos no metales, el enlace, posiblemente, será covalente. · En el caso de metales, la unión será metálica. · Si se unen un metal y un no metal, se formarán iones de distinto signo, en cuyo caso, el enlace será iónico.

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P7.Indique los electrones de valencia de los átomos representados en la figura de arriba:

Electrones de valencia 1

Elemento H Li C O F Ne Na Se S Cl Ar

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P8. Escriba la configuración electrónica del bromo (Z = 35) y del plomo (Z = 82) e interprételas completando la tabla:

a) La configuración electrónica del bromo (Z = 35) es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

Capa (nivel de energía) Configuración Interpretación

1

1s

Tiene 2 electrones en el orbital 1s.

2

2s 2p

Tiene 2 electrones en el orbital 2s. Tiene 2 electrones en cada uno de los tres orbitales 2p.

3

3s 3p

3d

Tiene 2 electrones en el orbital 3s. Tiene 2 electrones en cada uno de los tres orbitales 3p. Tiene 2 electrones en cada uno de los cinco orbitales 3d.

4

4s 4p

Tiene 2 electrones en el orbital 4s. Tiene 5 electrones distribuidos en los 3 orbitales 4p. Se queda sin completar, ya que la capacidad máxima es de 6.

b) Realice lo mismo para el plomo (Z = 82)

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P9. Indique cuántos electrones tiene que ganar o perder un átomo de los siguientes elementos para alcanzar la configuración del gas noble más próximo.

Símbolo

Elemento

N.º de electrones en su capa de valencia

Electrones que gana

Electrones que pierde

Carga del ión

Rb Rubidio 1 0 1 +1

Se Selenio 6

2 0 −2

Ga Galio 3

0 3 +3

Be Berilio 2 0

2 +2

Sn Estaño 4

0 4 +4

Kr Criptón 8

0 0 0

I Yodo 7

1 0 −1

P10. El átomo de H no es un metal a pesar de estar en el grupo 1. Escriba su configuración electrónica y explique por qué se pueden formar los iones H+ y H−.

P11. Complete la tabla de iones y escriba su configuración electrónica:

Átomo Protones Electrones Configuración electrónica

%&--6; 1+

%;$<-:

1&6!6=:=

>-5;6 6$

P12. Escriba la configuración electrónica de los siguientes átomos. Explique la carga que tendrán sus iones.

Elemento Configuración electrónica Carga del ión Mg S Al Br K