EL ÁTOMO

En 1808 John Dalton recupera la teoría atómica de Demócrito y considera que los átomos (partículas indivisibles) eran los constituyentes últimos de la materia que se combinaban para formar los compuestos.

En 1897 los experimentos realizados sobre la conducción de la electricidad por los gases dieron como resultado el descubrimiento de una nueva partícula con carga negativa: el electrón.

Los rayos catódicos estaban formados por electrones que saltan de los átomos del gas que llena el tubo cuando es sometido a descargas eléctricas. Los átomos, por tanto, no eran indivisibles.

J.J Thomson propone, entonces, el primer modelo de átomo compuesto:

“Los electrones (pequeñas partículas con carga negativa) se encuentran incrustados en una nube con carga positiva.

La carga positiva de la nube compensa exactamente la negativa de los electrones siendo el átomo eléctricamente neutro.” Primer modelo de átomo compuesto (Thomson, 1897)

Modelo de “pastel de pasas” Los electrones, diminutas partículas con carga eléctrica negativa, están incrustadas en una nube de carga positiva (azul) de forma similar a las pasas en un pastel.

E. Rutherford propone un nuevo modelo de átomo, el llamado modelo planetario, en el que existe un núcleo muy pequeño, donde se localizan los protones y los neutrones, y los electrones orbitan en círculos alrededor del núcleo, de forma semejante a como lo hacen los planetas alrededor del Sol.

ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

Núcleo del átomo.

Dimensiones muy reducidas comparadas con el tamaño del átomo.

Partículas: protones y neutrones (nucleones). Ambos tienen una masa considerable.

Un protón o un neutrón tiene una masa casi 2000 veces superior a la de un electrón.

Corteza del átomo

Los electrones orbitan en torno al núcleo.

Los electrones (carga - ) son atraídos por el núcleo (carga + ).

El número de electrones coincide con el de protones, por eso los átomos, en conjunto, no tienen carga eléctrica.

Los átomos de elementos distintos se diferencian en que tiene distinto número de protones en el núcleo (distinto Z). Los átomos de un mismo elemento no son exactamente iguales, aunque todos poseen el mismo número de protones en el núcleo (igual Z), pueden tener distinto número de neutrones (distinto A).

El número de neutrones de un átomo se calcula así: n = A - Z

LA TABLA PERIÓDICA

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.

En la tabla periódica los elementos se ordenan en filas o periodos que se numeran del 1 al 7, y en columnas, grupos o familias, 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.

Lantánidos

Actínidos

Grupo 1 Metales alcalinos(el H no pertenece a los alcalinos)

Grupo 2 Metales alcalinotérreos

Grupos 3 al 12 Elementos de transición

Grupo 13 Grupo del boro

Grupo 14Grupo del carbono

Grupo 15Pnictógenos

Grupo 16Calcógenos

Grupo 17Halógenos

Grupo 18Gases nobles

Para cada elemento la tabla periódica suministra abundante información.

Destacaremos como datos importantes:

1.El símbolo y el nombre.

2.El número atómico (número de orden de la casilla).

3.La masa atómica (en umas).

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

1

H

He

2

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

3

Si

Cl

Ar

4

Ge

As

Kr

5

La

Sb

Te

Xe

6

Ac

Po

At

Rn

7

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 semimetales o metaloides.

Los gases (trama vertical) se concentran a la derecha del S.P

Las propiedades químicas de los elementos están íntimamente ligadas a la estructura electrónica de su última capa, llamada capa de valencia.

Todos los elementos de un mismo grupo tienen la misma estructura electrónica en su última capa, esa es la razón de que tengan unas propiedades químicas similares.

Los gases nobles tienen una estructura electrónica especialmente estable con ocho electrones en su última capa (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

Los elementos (como los halógenos o calcógenos) a los que les faltan solamente uno o dos electrones para adquirir la configuración de gas noble, tienen mucha tendencia a captar electrones transformándose en iones con carga negativa. Se dice que son muy electronegativos.

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

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.

A los elementos que están muy alejados de la configuración del gas noble siguiente (como los metales alcalinos o alcalinotérreos), les resulta mucho más sencillo perder uno o dos electrones para adquirir la configuración electrónica del gas noble anterior. Por tanto, mostrarán mucha tendencia a formar iones con carga positiva. Se dice que son poco electronegativos.

En general, los metales son poco electronegativos y tienden a perder 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 electrones bastará con comunicarles muy poca energía para arrancárselos

NOMBRES Y SÍMBOLOS DE LOS ELEMENTOS QUE HAY QUE CONOCER

H: Hidrógeno

Alcalinos

Alacalino

térreos

Metales transición

Grupo

del B

Grupo

del C

Pnictógenos

Calcóge

nos

Halóge

nos

Gases

nobles

Litio

Berilio

Cro

Boro

Carbo

Nitró

geno

Oxígeno

Flúor

Helio

dio

Magne

sio

Wol

Fra

mio

Alu

nio

Silicio

Fósfo

Azu

fre

Cloro

Neón

Potasio

Calcio

Man

neso

Galio

Germa

nio

Arsé

nico

Sele

nio

Bromo

Argón

Rubidio

Estron

cio

Hie

rro

Esta

ño

Anti

monio

Telu

Yodo

Krip

tón

Bario

balto

Plomo

Xenón

Radio

Ní

quel

Radón

Plati

bre

Plata

Oro

Cinc,zinc

Mercurio

Nomenclatura de las sustancias simples

Sustancias simples son aquellas que están formadas por átomos idénticos.

De manera general se nombran como el elemento químico correspondiente.

En el caso de los no metales que forman sustancias moleculares, se nombran indicando con un prefijo multiplicador el número de átomos que integran la molécula. En algunos casos existen nombres vulgares (no sistemáticos) admitidos (ver tabla).

Fórmula	Nombre sistemático	Nombre vulgar admitido
Au	oro
Fe	hierro
H₂	dihidrógeno
N₂	dinitrógeno
O₂	dioxígeno	oxígeno
O₃	trioxígeno	ozono
S₈	octaazufre

Nomenclatura de iones monoatómico

Los iones monoatómicos son átomos con carga.

Los iones positivos (cationes) se nombran con el nombre del elemento químico correspondiente y el número de carga entre paréntesis (no se deja espacio entre el nombre y el paréntesis).

Los iones negativos (aniones) se nombran con la terminación –uro y, a continuación, el número de carga entre paréntesis

Fórmula	Nombre sistemático	Nombre admitido
Na⁺	sodio(1+)
Fe³⁺	hierro(3+)
Ag⁺	plata(1+)
Ca²⁺	calcio(2+)
Cl^-	cloruro (1-)	cloruro
S^2-	sulfuro(2-)	sulfuro
H^-	hidruro(1-)	hidruro