1. Tema 7
ÁTOMOS Y
ENLACES

3. 1. LA CIENCIA QUÍMICA
Cambios físicos: se alteran
algunas propiedades, pero no
cambia la sustancia
Tipos de cambios que Cambios químicos: se transforma
puede sufrir la materia la naturaleza de las sustancias
que intervienen
Cambios nucleares: unos elementos
químicos se transforman en otros

4. La química estudia la constitución, propiedades y
transformaciones de la materia. Se basa en la física, y es a
su vez base para otras como la geología, la biólogía, la
medicina,…
Química general
Ramas de la química
Química inorgánica
Bioquímica Química orgánica

5. Los cambios químicos consisten en la descomposición de las
moléculas, o de los cristales, en sus átomos constituyentes, y
en la nueva unión de estos para formar otras moléculas o
cristales diferentes.

6. FORMAS EN QUE SE PUEDE PRESENTAR LA
MATERIA

7. 2. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS
 Thomson, al descubrir
el electrón y constatar
que se encontraban en
cualquier sustancia,
elaboró un modelo de
átomo formado por
“materia” positiva que
tenía incrustados los
electrones con carga
negativa.

8. Rutherford ideó un experimento con el objetivo de comprobar
la validez del modelo de Thomson, en el que bombardeó una
lámina de oro muy fina con partículas α, con una masa cuatro
veces mayor que la de un átomo de hidrógeno y una carga
doble que la del electrón, pero positiva.
 Resultados de la
experiencia
1. La mayor parte de las
partículas α atravesaban la
lámina sin desviarse.
2. Algunas partículas sufrían
desviaciones.
3. Raras veces, alguna
partícula rebotaba y volvía
hacia atrás.

9. Modelo atómico de Rutherford: también llamado modelo nuclear. En él
se contemplan dos partes: núcleo y corteza
Modelo atómico de
Rutherford
Núcleo: muy pequeño. Corteza: constituido por los
Formado por protones y electrones del átomo, girando
neutrones. En el se alrededor del núcleo y a gran
encuentra toda la carga + distancia. Tiene una masa muy
y casi toda la masa del pequeña y en ella se encuentra
átomo toda la carga negativa

11. El desarrollo de este modelo implicó el descubrimiento de
tres nuevas partículas elementales: electrones, protones y
neutrones que son los ladrillos con los que se construyen los
átomos.
Nombre Símbolo Carga Masa
Electrón e- -1 1/1850
Protón p +1 1
Neutrón n 0 1

12. Vamos a definir los conceptos de número atómico y número
másico.
 Número atómico (Z): es el número de protones que
contiene un átomo. Es lo que nos define la
naturaleza química de un elemento. Los átomos, al
ser eléctricamente neutro, tienen el mismo número
de protones y electrones.
 Número másico (A): es la suma de neutrones y
protones del núcleo (nucleones).
 Si N es el número de neutrones, la relación entre
ellos:
A=Z+N

13. Isótopos: son los átomos de un mismo elemento que tienen
distinto número de neutrones.
 El número de neutrones
puede variar sin que
cambie las propiedades
químicas del elemento.
En general todos los
elementos químicos
están formados por una
mezcla de isótopos.
 En la imagen aparecen
los tres isótopos del
hidrógeno.

14. Iones: son los átomos a los que faltan o le sobran electrones y
que, por tanto tienen carga eléctrica neta. Cuando pierden
electrones, se forman iones positivos y se denominan
cationes, y cuando los ganan, iones negativos, que se llaman
aniones.

15. Los isótopos radiactivos y sus aplicaciones: Los núcleos
atómicos suelen tener tantos neutrones como protones, o
algunos más. Pero cuando hay muchos más neutrones, los
núcleos se hacen inestables.
 Los isótopos radiactivos emiten partículas α (núcleos
de helio) o partículas β (electrones) y radiaciones φ
(radiación electromagnética). Con ello cambian su
número atómico (Z), y se transmutan en otro
elemento químico, de núcleo estable.
 Estas radiaciones no las captan nuestros sentidos,
son muy energéticas y peligrosas, aunque tienen
importantes aplicaciones.

16. Modelo atómico de capas: descubrimientos científicos
realizados en la primera mitad del siglo XX demostraron que
el modelo atómico de Rutherford no era exacto. La principal
consecuencia fue que los electrones giraban solo a ciertas
distancias del núcleo atómico (no podían girar a cualquier
distancia). Se dice por ello que los átomos están
cuantizados.
 El científico danés Niels Bohr dedujo que los
electrones giran alrededor del núcleo describiendo
solo determinadas órbitas circulares, donde no
pierden energía aunque giren y, por consiguiente, no
caen hacia el núcleo tal y como predecía el modelo
de Rutherford.
 Así en el átomo los electrones y sus órbitas se
organizan en capas (niveles de energía)

17. Los electrones se organizan en niveles energéticos que tienen
una capacidad limitada:
 Primer nivel (K): el más cercano
al núcleo, hasta 2 electrones.
 Segundo nivel (L): hasta 8
electrones.
 Tercer nivel (M): hasta 18
electrones.
 Cuarto nivel (N): hasta 32
electrones.
 Los electrones se colocan
ocupando el nivel de menor
energía que esté libre.

18. Primera capa (n = 1).
Nº máximo de electrones= 2
Segunda capa (n = 2).
Nº máximo de electrones= 8
Tercera capa n = 3.
Solamente tiene un
electrón, aún podría
alojar otros 17.
La última capa, o capa más externa, recibe el
nombre 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 solo electrón de valencia

19. El modelo atómico actual: los estudios teóricos llevados a
cabo por el científico austriaco Edwin Schrödinger,
permitieron establecer el modelo mecano-cuántico del
átomo, que se considera válido actualmente.
 La diferencia más importante entre este modelo y el
anterior reside en lo siguiente:
 El modelo de Bohr supone que los electrones se
encuentran en órbitas concretas a distancias
definidas del núcleo.
 El modelo mecano-cuántico establece que los
electrones se encuentran alrededor del núcleo
ocupando posiciones más o menos probables, pero
no puede predecir con total exactitud.

20. Se llama orbital a la región del espacio que la que existe una
probabilidad elevada de encontrar el electrón.
 Los estudios de Schrödinger demostraron que
existen distintos tipos de orbitales identificados con
las letras s, p, d y f.
 El tipo de orbitales que hay en cada nivel también
está determinado:
 Primer nivel: un orbital tipo s
 Segundo nivel: orbitales tipo s y p.
 Tercer nivel: orbitales: s, p y d.
 Cuarto nivel: orbitales: s,p,d y f

21. Configuración electrónica: Los electrones se distribuyen en las capas
ocupando los distintos niveles que en ellas existen
 Número máximo de electrones por nivel
Niveles Nº máximo de electrones
s 2
p 6
d 10
f 14

22. Los niveles se van llenando por orden y hasta que un nivel no
está totalmente lleno no se pasa a llenar el siguiente
 El orden de llenado de los  1s
niveles se obtiene a partir
 2s 2p
del diagrama de Möeller.
 Ejemplos:  3s 3p 3d
 C (Z=6) = 1s22s2p2  4s 4p 4d 4f
 F (Z=9) = 1s22s2p5  5s 5p 5d 5f
 Na (Z=11) = 1s22s2p63s1
 6s 6p 6d 6f
 7s 7p

23. 3. LA TABLA PERIÓDICA
 Elementos químicos son átomos que tienen en
común su número atómico, Z. Hoy conocemos 111
elementos diferentes.
 Los elementos que hoy conocemos están ordenados
en la Tabla Periódica. Hay grupos que tienen
propiedades similares, y esto permitió clasificarlos
inicialmente en dos grandes categorías: metales y
no metales, a los que posteriormente se añadió la
de los gases inertes.

24. Algunas características de los metales y los no metales
 Metales  No metales
1. Son los más numerosos. 1. Malos conductores de la
Son blancos o grisáceos electricidad y el calor. La
con excepción del Cu y el mayoría son gases, aunque
Au. Tienen brillo metálico. también hay sólidos (C, Si,)
2. Buenos conductores de la y líquidos (Br). Son de baja
electricidad y el calor. PE y densidad.
PF altos, por lo que son 2. Pueden ganar electrones y
sólidos, salvo algunos, formar aniones.
como el Hg, Cs y Fr. Son
dúctiles y maleables.
3. Pueden perder electrones y
formar iones positivos.

25. En la tabla periódica actual, los elementos se colocan en
orden creciente de su número atómico, Z, en filas de 2, 8, 18
y 32 elementos a las que llamamos periodos, y de tal forma
que todos los que poseen propiedades químicas semejantes
están colocados unos debajo de otros, formando columnas, a
las que llamamos grupos o familias.
 Existen dieciocho grupos y siete periodos.
 Los elementos de la izquierda de la Tabla Periódica son los
metales, y los de la derecha, los no metales.
 Se encuentran separados por una “escalera” formada por
elementos de propiedades intermedias denominados
semimetales.
 Todos los átomos del mismo grupo presentan el mismo número
de electrones en su última capa, por eso tienen propiedades
químicas parecidas. Los electrones de la última capa se llaman
electrones de valencia.

26. 4. ¿POR QUÉ SE UNEN LOS ÁTOMOS?
 Para que los átomos se unan es necesario que haya
fuerzas atractivas entre ellos. Estas fuerzas se
llaman enlaces químicos o fuerzas de enlace. Las
interacciones entre los átomos son de naturaleza
electromagnética y originan los enlaces químicos.
 Los electrones se distribuyen por capas alrededor del
núcleo; la capa más externa (capa de valencia) es la
que desempeña un papel primordial en la unión de
los átomos.

27. ¿Cuál es la causa de la estabilidad química de los
gases inertes?¿Por qué no interaccionan con los
demás átomos?
 La razón está en los 8 electrones que todos ellos
tienen en su última capa, exceptuando el He que solo
tiene 2.
 Cuando lo elementos tienen menos de ocho
electrones en su última capa, decimos que la tienen
incompleta. Todos tienden a completarla, bien
ganando, bien cediendo o compartiendo electrones
con otros átomos. Esta es la causa de su reactividad
química.
 Regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder
o compartir electrones hasta completar su última
capa con ocho electrones (capa de valencia).

28. 5. EL ENLACE QUÍMICO
 Por las similitudes en algunas características se
pueden establecer cuatro grandes grupos de
sustancias: gases inertes, sustancias iónicas,
covalentes y metálicas.
 Gases inertes o nobles: se caracterizan porque sus
átomos permanecen libres; no reaccionan con
ninguna otra sustancia y forman gases difícilmente
licuables. No conducen la corriente eléctrica en
ningún estado; son incoloros, inodoros, insípidos,..

29. ENLACE IÓNICO
 Las sustancias iónicas a presión y temperatura
ambiente son sólidos cristalinos, duros y frágiles. No
conducen la corriente eléctrica en estado sólido, pero
sí en estado líquido o disueltos.
 Teoría del enlace iónico: cuando un átomo de un
metal interacciona con un no metal se produce una
transferencia electrónica del metal al no metal. Los
iones formados, positivo y negativo se atraen con
intensas fuerzas electrostáticas, formando un cristal.

30. Representación de la formación de iones

31. Interpretación de las propiedades de los compuestos
iónicos

32. ENLACE COVALENTE
 Las sustancias covalentes se caracterizan por estar
formadas por moléculas independientes. No
conducen la corriente eléctrica. La mayoría son
líquidos o gases en las condiciones ambientales.
También pueden formar cristales covalentes.
 Teoría del enlace covalente: Lewis propuso la
hipótesis de que cuando dos átomos no metálicos se
unen para formar una molécula, lo hacen
compartiendo pares de electrones dando lugar al
enlace covalente, de esa forma completan la capa
de valencia con 8 electrones, adquiriendo estabilidad.

33. Diagramas de Lewis
 Para simplificar la
representación de los
átomos, utilizamos los
diagramas de puntos de
Lewis, en los que
alrededor del símbolo
del elemento se colocan
tantos puntos como
electrones tiene el
átomo en su última
capa.

34. Interpretación de las propiedades de los compuestos
covalentes.
 Suelen ser gaseosos porque las moléculas que los
forman se atraen poco.
 No conducen la corriente eléctrica al no tener
electrones libre.
 Cuando forman cristales covalentes suelen ser muy
duros, aunque frágiles. Tienen puntos de fusión
elevadísimos. Esto es debido a la gran estabilidad de
los enlaces covalentes que forman el cristal.

35. ENLACE METÁLICO
 Los metales son sustancias generalmente sólidas,
cristalinas, duras y, pese a ello, dúctiles y maleables.
La mayoría son muy densas. Son muy buenos
conductores en cualquier estado. Tienen brillo
metálico.
 Teoría del enlace metálico: se forma entre átomos
de elementos metálicos, ya sean iguales o diferentes.
Los átomos metálicos poseen pocos electrones de
valencia, 1 o 2, y no pueden formar moléculas.
Forman estructuras cristalinas donde sus átomos
comparten electrones colectivamente, de forma que
pueden moverse por todo el cristal (gas
electrónico).

36. Los átomos al “perder” parcialmente algunos de sus
electrones, se transforman en algo parecido a cationes,
llamados restos positivos, que quedan inmersos en el
gas electrónico que los mantiene unidos. Los electrones
se encuentran deslocalizado en la red cristalina.

37. Interpretación de las propiedades de las sustancias
metálicas.
 Brillo metálico se debe a que el gas electrónico
refleja toda la luz que recibe sin alterarla.
 Ductilidad y maleabilidad, al presionar el metal sus
átomos pueden cambiar de posición hasta formar
hilos o láminas.
 La libertad de movimiento de los electrones hace que
los metales sean buenos conductores de la
electricidad.
 Al estar muy juntos sus átomos las vibraciones se
transmiten con gran facilidad, por lo que son buenos
conductores térmicos