Materia- es todo lo que tiene
masa y ocupa un lugar en el
espacio (tiene volumen).
No es materia- lo que no tiene masa y
no ocupa un lugar en el espacio (no
tiene volumen). Ejemplo: sonido.
Sustancia- tipo de materia de
que están hechos los cuerpos.
Ejemplo: madera.
¿De qué sustancia está hecho?
Grafito y madera
(celulosa)
Oro y diamante
Vidrio y agua
Aluminio y vidrio
¿La materia es continua o discontinua?
¿La materia es continua o discontinua?
¿La materia es continua o discontinua?
La materia es discontinua, está
formada partículas pequeñísimas,
indivisibles e indestructibles
llamadas átomos.
Los átomos de un mismo elemento
son todos iguales entre sí y tienen
la misma masas y las mismas
propiedades.
Los átomos de elementos diferentes son diferentes entre
si y tienen diferente masa y diferentes propiedades.
Los átomos de los diferentes elementos se pueden
agrupar, en proporciones fijas, para formar compuestos.
Fue propuesta, en 1857, por el
físico alemán Rudolf Clausius.
Inicialmente se aplicó solo para
los gases, pero se puede aplicar
a cualquier estado.
Puede
resumirse
siguientes hipótesis:
en
las
La materia (sólidos, líquidos y gases) está formada por un
gran número de partículas tan pequeñas que no se pueden
ver al microscopio.
Entre partícula y partícula no hay nada, sólo espacio vacío.
Las partículas (para el caso de los
gases y los líquidos) están en
continuo movimiento caótico.
Chocan entre sí y contra las
paredes del recipiente que las
contiene.
En el caso de los sólidos estas
partículas sólo pueden vibrar sin
moverse del sitio.
La velocidad con que se mueven las partículas depende de
la temperatura.
El movimiento de las partículas
depende de dos tipos de fuerzas:
De atracción, que mantienen
unidas las partículas. Son de tipo
eléctrico.
De dispersión, que tienden a
alejarlas. Aumentan con la
temperatura.
El estado de agregación en que se encuentra la materia en
un momento determinado depende de que predomine, uno u
otro tipo de fuerza.
El átomo es una partícula esférica, sin
estructura interna, indivisible e indestructible.
Esta teoría, propuesta por el John
Dalton en 1808, se mantuvo durante
casi todo el siglo XIX, pero finalmente
se desechó, debido a que los
experimentos relacionados con los
fenómenos de electrización y
electrólisis, pusieron de manifiesto,
por un lado, la naturaleza eléctrica de
la materia y, por otro, que el átomo
era divisible; es decir, que estaba
formado por otras partículas
fundamentales más pequeñas
En 1855, un soplador de vidrio alemán, Heinrich Geissler
(1814-79), ideó un método para producir recipientes de vidrio,
haciendo el vacío en ellos. Un amigo suyo, el físico alemán
Julius Plücker (1801-68) utilizó estos tubos de Geissler en sus
experimentos eléctricos.
Plücker introdujo dos electrodos en uno de esos tubos y
consiguió hacer pasar una corriente a través de él.
Esta corriente eléctrica
producía efectos
luminiscentes dentro del tubo,
que variaban de acuerdo con
el grado de vacío.
Si el vacío era muy alto, la
luminiscencia desaparecía,
pero el vidrio del tubo
despedía una luz verde
alrededor del ánodo
(electrodo positivo).
La corriente eléctrica se originaba en el cátodo y viajaba hasta
el ánodo, donde chocaba con el vidrio que estaba junto a él y
producía luminiscencia. Sin embargo, en aquella época los
físicos no sabían en qué podría consistir la corriente eléctrica,
ni podían decir con seguridad qué era lo que se estaba
moviendo desde el cátodo al ánodo.
En 1876, el físico alemán
Eugen Goldstein llamó al flujo
rayos catódicos. Estos
experimentos fueron el origen
de los tubos fluorescente, los
tubos de neón de los
anuncios e, incluso, de los
aparatos de televisión.
La naturaleza de los rayos catódicos fue motivo de gran
controversia durante algunas décadas, estando los físicos
alemanes fuertemente inclinados hacia la idea de que los
rayos catódicos eran ondas, como la luz y los físicos ingleses
hacia la idea de que estaban formados por partículas veloces.
Un modo de decidir entre
las dos alternativas fue
comprobar si los rayos
catódicos eran desviados
por la acción de un imán o
un campo eléctrico.
En 1897, el físico inglés Joseph
John Thomson (1906), logró
demostrar
que
los
rayos
catódicos se desviaban en un
campo eléctrico y que, por tanto,
estos rayos eran corrientes de
partículas con carga eléctrica
negativa, a que les dio el nombre
de electrones.
Para poder explicar la
existencia de los electrones y
el hecho de que la materia
es neutra, Thomson propuso
otro modelo de átomo.
El átomo es una esfera maciza de material cargado
positivamente con una multitud de electrones incrustados
(tantos como sea necesario para compensar la carga
positiva), como pasas en un pastel.
Los electrones se pueden desprende con facilidad al frotar un
objeto y esto explica el fenómeno de la electrización.
En 1911, el físico inglés Ernest Rutherford
(1908) realizó un experimento para
confirmar el modelo atómico de Thomson,
que consistía en bombardear con
partículas alfa una fina lámina de oro.
Se esperaba que las partículas
alfa pasasen a través de la
lámina sin desviarse
prácticamente.
Según el modelo de Thomson,
dentro del átomo, las cargas
positivas y negativas están
distribuidas uniformemente,
por lo que las partículas alfa
(con carga positiva) serían
atraídas por las cargas
negativas y repelidas por las
cargas positivas y las fuerzas
se compensarían.
Sin embargo, aunque la
mayor parte de las
partículas atravesó la lámina
sin desviarse, algunas
sufrieron grandes
desviaciones y, lo más
importante, un pequeño
número de partículas rebotó
hacia atrás.
Esto indicaba que la carga positiva no
estaba distribuida uniformemente sino
concentrada en una zona del átomo.
Para explicar este fenómeno, Rutherford
propuso otro modelo.
El átomo está formado por dos zonas:
El núcleo, una zona central muy pequeña, donde se hay
unas partículas, llamadas protones, que concentran toda la
carga positiva del átomo y casi toda su masa.
La corteza, una zona exterior,
donde
se
encuentran
los
electrones, con carga negativa,
girando alrededor del núcleo. El
átomo es neutro porque contiene
el mismo número de protones que
de electrones. La mayor parte del
átomo está vacío. Es un modelo
similar, al sistema de planetas
circulando en torno al Sol.
Rutherford
también
predijo
la
existencia en el núcleo, de otra
partícula sin carga, que debía
contrarrestar la fuerzas repulsivas
entre los protones.
En 1932, el físico inglés James
Chadwick (1935), que había sido
alumno de Rutherford, encontró en
sus experimentos la nueva partícula
neutra a la que llamó neutrón.
El modelo de Rutherford fue
desechado porque no podía explicar
la existencia de los espectros
atómicos.
En 1814, un óptico alemán, Joseph von
Fraunhofer realizó experimentos con los
prismas que él mismo fabricaba. Hizo que la
luz pasase primero a través de una rendija, y
a continuación a través de sus prismas
triangulares de vidrio y halló que la luz
formaba un espectro de colores, cruzado por
una serie de líneas oscuras las contó (unas
seiscientas) y anotó sus posiciones.
Cuarenta años más tarde, los
científicos alemanes Gustav R.
Kirchhoff y Robert W. Bunsen
siguieron esta línea de investigación
utilizando, como fuente de luz, el
mechero inventado por Bunsen, que
quema una mezcla de gas y aire
para producir una llama caliente y
poco luminosa.
Colocaron cristales de diversos
elementos químicos en la llama
y vieron que ésta cambiaba de
color y que, al pasar esta luz a
través de un prisma, se
obtenían líneas luminosas.
También observaron que el modelo de líneas de colores era
diferente según el elemento químico que se calentase hasta la
incandescencia.
Kirchhoff había inventado un método para identificar elementos
por la luz que producen al calentarlos. Una vez conocidos los
espectros de todos los elementos se puede deducir los
elementos que componen un cristal desconocido. El aparato
utilizado para analizar los elementos de esta manera se llama
espectroscopio.
Con ayuda del espectroscopio, Bunsen y Kirchhoff
descubrieron y dieron nombre a nuevos elementos químicos
como el cesio (del vocablo latino que significa «azul cielo») o
el rubidio (de la palabra latina que significa rojo), debido al
color de la línea más prominentes de sus espectros.
El espectroscopio se ha utilizado, en astronomía, para
identificar la composición del Sol, las estrellas y el material
gaseoso interestelar, encontrándose que estaban formados por
elementos idénticos a los de la Tierra.
Como el modelo de Rutherford no
podía explicar las líneas luminosas de
los espectros atómicos, en 1913, el
físico danés Niels Bohr (1922)
propuso otro modelo, incorporando:
El efecto fotoeléctrico de Albert
Einstein (1921), que dice que la
materia puede emitir electrones
cuando
recibe
radiación
electromagnética.
La hipótesis de Max Planck (1918)
de que la materia solo puede
absorber o emitir cantidades discretas
de energía llamadas cuantos.
Los electrones giran en torno
al núcleo del átomo con
trayectorias circulares, sin
irradiar energía.
Los electrones solo pueden
girar a determinadas
distancias del núcleo
llamadas niveles
energéticos u órbitas.
Estas órbitas poseen más
energía cuanto más lejos
están del núcleo.
Los radios de las órbitas
permitidas vienen
determinados por un número
n, llamado número cuántico
principal, que solo puede
tomar valores enteros: 1, 2,
3,…
El electrón solo emite o
absorbe energía en los saltos
de una órbita permitida a
otra. En dicho cambio emite o
absorbe un fotón cuya
energía es la diferencia de
energía entre ambos niveles.
Al calentar una sustancia, los
electrones de sus átomos
adquieren energía y pueden
saltar a una órbita de energía
superior (estado excitado).
Esta situación no es estable,
cada electrón vuelve a caer en
su órbita normal y, al hacerlo,
emite energía en forma de luz
(raya del espectro).
Como los electrones no pueden
saltar a cualquier parte del átomo
sino solo a las órbitas permitidas no
se obtiene un espectro continuo de
colores, sino solo rayas.
El color de la raya
depende de la energía
absorbida por los
electrones y de la órbita
a que salten.
Como el modelo de Bohr solo
funcionaba bien para el átomo
de hidrógeno y no era capaz
de explicar todas las líneas que
aparecen en los espectros,
Arnold Sommerfeld propone,
en 1916, una modificación.
Los electrones se mueven
alrededor del núcleo, en órbitas
circulares o elípticas.
Se introduce un segundo
número cuántico L, (azimutal)
que determina la excentricidad
de la órbita (que sea más o
menos elíptica).
A partir del segundo nivel
energético existen dos o más
subniveles en el mismo nivel
Con posterioridad se añadieron dos números cuántico más:
magnético, m, que determina la orientación de la órbita en
el espacio.
de spín, s, que indica el sentido de la rotación del electrón
sobre sí mismo.
No pueden existir dos electrones en un
mismo átomo, con los cuatro números
cuánticos iguales (Principio de exclusión
de Wolfgang E. Pauli) (1945).
Propuesto por Erwin Schrödinger (1933), Werner Heisenberg
(1932) y el propio Bohr, es el modelo vigente actualmente
Átomo: cantidad más pequeña de un elemento que conserva
sus propiedades. Constituido por las siguientes partículas:
Protón, (p+): carga eléctrica positiva y masa igual a la del
neutrón pero 1840 veces mayor que la del electrón. Se
encuentra en el núcleo del átomo.
Neutrón, (n0): sin carga eléctrica y
masa igual que la del protón. Se
encuentra en el núcleo del átomo.
Electrón, (e-): carga eléctrica negativa
y masa 1840 veces más pequeñas que
el protón. Se encuentra en la corteza,
girando alrededor del núcleo a distintas
distancias del mismo, llamadas niveles
energéticos u órbitas.
Es el número de protones que tiene un átomo.
Como el átomo es neutro, se cumple que:
Z = nº de protones (p+) = nº de electrones (e-)
El número de protones que tiene
el átomo determina los distintos
tipos de elementos químicos que
existen en la naturaleza.
Por ejemplo si tiene un protón la
sustancia se llama hidrógeno; si
tiene dos se llama helio; si tiene
3 protones se llama litio, etc.
Es la suma del número de protones y el número de neutrones
de un átomo. Nos da una idea de la masa del átomo
A = nº de protones + nº de neutrones = p+ + no
En los átomos ligeros el
número de neutrones
suele coincidir con el de
protones, pero en los
átomos pesados el
número de neutrones
suele ser mucho mayor
Simbólicamente se representa:
Son átomos de un mismo elemento químico que teniendo igual
el número de protones tienen distinto el número de neutrones.
Es decir, tienen igual Z y distinto A; como poseen el mismo
número atómico poseen el mismo símbolo.
Por ejemplo:
En la Tabla Periódica aparecen todos los elementos químicos
conocidos, organizados por orden creciente de número
atómico.
En cada casilla aparece como mínimo, el símbolo del elemento
químico, su número atómico y su masa atómica promedio.
Los átomos son pequeñísimos.
En la punta de la mina de un
lápiz hay millones de átomos
de carbono.
Lógicamente la masa de un
átomo es pequeñísima.
Masa de un átomo de 1H:
1'66 · 10-27 kg = 0'00000000000000000000000000166 kg
Al expresar la masa en kg (que es la unidad de masa del S.I.)
salen números tan pequeños que es incómodo trabajar con
ellos.
Por este motivo se propuso una nueva unidad para la masa
atómica, que toma como referencia la masa del isótopo 12 del
carbono.
Unidad de masa atómica, U es la doceava parte de la masa
del átomo de 12C.
1 U = 1 g/mol
La masa de los demás átomos se determina comparándolas
con la del carbono.
Los valores de masas
atómicas, que aparecen
en la Tabla Periódica,
deberían ser números
enteros, pero no los son.
Esto es debido a que
existen varios isótopos de
un mismo elemento.
La abundancia en la
naturaleza
de
estos
isótopos es diferente para
cada elemento químico.
Masa atómica promedio: se obtiene haciendo una media
ponderada de las masas de todos los isótopos de un elemento,
teniendo en cuenta su abundancia relativa en la naturaleza.
Ejemplo: El silicio que se encuentra en la
naturaleza es mezcla de tres isótopos, 28Si,
29Si, 30Si, con abundancias relativas del
92'18 %, 4'71 % y 3'11 % respectivamente.
La masa atómica del Si, que aparece en la
Tabla Periódica, se calcula haciendo una
media ponderada de las masas de todos los
isótopos:
92 '18  28  4 '71  29  3 '11  30
100
 g 
 28 '1 U 

 mol 
La materia se puede electrizar. Los átomos pueden perder o
ganar electrones y dejar de ser neutros, adquiriendo carga
positiva o negativa respectivamente.
Ión es un átomo con carga
eléctrica.
Catión átomo que ha perdido
electrones y queda cargado
positivamente.
Anión átomo que ha
capturado electrones y queda
cargado negativamente.
Indica, tal como se muestra en el ejemplo, el número de
partículas que constituye los siguientes átomos:
Ejemplo:
3 protones
5 protones
3 electrones
5 electrones
4 neutrones
6 neutrones
7 protones
7 protones
7 electrones
10 electrones
7 neutrones
7 neutrones
9 protones
10 protones
10 electrones
10 electrones
10 neutrones
11 neutrones
11 protones
10 electrones
11 neutrones
12 protones
10 electrones
14 neutrones
14 protones
14 electrones
15 neutrones
Es la distribución en órbitas, capas o niveles de energía de
los electrones que tiene un átomo.
A cada nivel le corresponde un valor diferente del número
cuántico principal, n = 1, 2, 3,…
Capa de valencia es la última
capa, o nivel energético, de un
átomo.
Electrones de valencia son los
electrones que se encuentran en la
capa de valencia.
A su vez, cada capa puede tener
varios subniveles de energía u
orbitales, a cada uno de los cuales
le corresponde un valor diferente
del número cuántico azimutal,
L = 0, 1, 2, … , hasta n-1.
Estos orbitales se nombran con las
letras s, p, d, f,… respectivamente.
En cada tipo de orbital cabe un
número determinado de
electrones:
Orbital
e- que caben
s
2
p
6
d
10
f
14
Valores que puede tomar L: 0, 1, 2, … , hasta n - 1.
Si n = 1  L = 0
Si n = 2  L = 0 y L = 1
Si n = 3  L = 0, L = 1 y L = 2
L = 0 → Orbital s
L = 1 → Orbital p
L = 2 → Orbital d
L = 3 → Orbital f
L = 4 → Orbital g ….
Los electrones se van colocando
en los distintos orbitales por orden
creciente de energía.
Como regla nemotécnica se
puede utilizar el dibujo de la
derecha.
Se llenan los orbitales en el orden
que indica la flecha empezando
por el nivel n=1.
Ejemplo: la configuración electrónica del kriptón (Z=36) es:
Haz la configuración electrónica de
los siguientes elementos:
3Li
- 1s2 2s1
5B
- 1s2 2s2 2p1
7N
- 1s2 2s2 2p3
-3
7N
- 1s2 2s2 2p6
- - 1s2 2s2 2p6
F
9
10Ne
- 1s2 2s2 2p6
2 2s2 2p6 3s1
Na
1s
11
+2
12Mg
- 1s2 2s2 2p6
2 2s2 2p6 3s2 3p2
Si
1s
14
Los elementos están organizados por orden creciente de
número atómico.
Hay siete filas o periodos.
Todos los elementos de un mismo periodo están llenando la
misma capa o nivel energético.
Hay dieciocho columnas o grupos.
Todos los elementos de un mismo grupo tienen idéntica la
configuración de la última capa, diferenciándose un elemento
del siguiente en que tiene una capa más.
Como las propiedades de un elemento están relacionadas con
el número de electrones de valencia, los elementos de un
mismo grupo tienen propiedades similares.
Los grupos se organizan en bloques según el orbital que llenan:
Orbitales s ó p → grupo principal,
Orbital d → elementos de transición
Orbital f → elementos de transición interna o tierras raras.
Alcalinos-térreos
Alcalinos
Gases nobles
Halógenos
Anfígenos
Nitrogenoideos
Carbonoideos
Térreos
Algunos grupos tienen
nombre propio:
Con la configuración electrónica se puede localizar en qué
lugar de la tabla periódica se encuentra un elemento: .
El periodo nos lo indica el número de capa mayor que
aparezca en la configuración.
Ejemplo: 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2
Periodo 3
El tipo de grupo nos lo indica el orbital que están llenando:
Orbitales s ó p → grupo principal,
Orbital d → elementos de transición
Orbital f → elementos de transición interna o tierras raras.
Ejemplo: 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2
Grupo principal
El número del grupo nos lo indica el número de electrones
de valencia:
Grupo
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
e- valencia
s1
s2
d1
d2
d3
d4
d5
d6
d7
d8
d9
d10
p1
p2
p3
p4
p5
p6
Grupo principal: se miran los electrones s y p de la última capa.
Grupo 16
2
2
6
2
4
Ejemplo: 1 s 2 s 2 p 3 s 3p
Grupo principal
Grupo de transición: se le suma 2 a los electrones que haya
en el orbital d.
Ejemplo: 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3p6 4s2 3d5
Grupo 7
Grupo elementos de transición
Indica la posición en la tabla
periódica de los siguientes elementos
químicos
Grupo principal
2
2
6
1
Periodo: 3
11Na - 1s 2s 2p 3s
Grupo: 1
Grupo principal
2
2
6
2
6
2
10 4p3
Periodo: 4
33As - 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
Grupo: 15
47Ag
- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9
Elemento de transición
Periodo: 5
Grupo: 11
92U
- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f4
Tierra rara
Periodo: 7
4º
Por la forma en que está organizada la Tabla Periódica, se
puede observar que hay una serie de propiedades que varían
de forma gradual a lo largo de cada grupo y periodo.
Por tanto, a partir
de la posición de
un elemento, en la
Tabla periódica, se
pueden predecir
sus propiedades.
Nos da una idea del tamaño del átomo.
En un grupo: aumenta al bajar, ya que aumenta el número de
capas que tiene el átomo.
En un periodo: disminuye al avanzar de izquierda a derecha,
porque aumenta la carga positiva del núcleo, que ejerce más
atracción sobre los electrones, acercándolos al núcleo y
disminuyendo el tamaño.
Es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón más
externo de un átomo neutro y formar un ión positivo.
En un grupo: disminuye al bajar ya que, al aumentar el
número de capas, los electrones de valencia están más lejos
del núcleo, por lo que son menos atraídos y es más fácil
perderlos.
En un periodo: aumenta al avanzar de izquierda a derecha
porque aumenta la carga positiva del núcleo que ejerce una
mayor atracción sobre los electrones de valencia.
Es la energía intercambiada por un átomo neutro cuando
acepta un electrón para formar un ión negativo.
En un grupo: disminuye al bajar ya que, al aumentar el
número de capas, los electrones de valencia están menos
atraídos y es más fácil perderlos que ganarlos.
En un periodo: aumenta al avanzar de izquierda a derecha
porque aumenta la carga positiva del núcleo y la atracción
sobre los electrones de valencia es mayor por lo que resulta
fácil introducir otro electrón.
Es la tendencia de un átomo a capturar electrones. La
tendencia a perder electrones se denomina electropositividad.
Varía igual que la afinidad electrónica por los mismos motivos.
En un grupo: disminuye al bajar.
En un periodo: va aumentando de izquierda a derecha.
El carácter metálico está relacionado con la tendencia a perder
electrones.
En un grupo: aumenta al descender en un grupo.
En un periodo: disminuye de izquierda a derecha.
Metales: tendencia a perder electrones y formar iones positivos.
No metales: tendencia a capturar electrones y formar iones
negativos.
Semimetales: se encuentran en el límite de separación entre
un grupo y otro y tienen propiedades intermedias.
Exceptuando a los gases nobles, los átomos de los elementos
químicos no se encuentran aislados en la naturaleza, sino
formando agrupaciones: redes o moléculas.
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