Presentación del tema "Estructura y propiedades de las sustancias" de 4ºESO Química

2. ¿Qué recordamos de Química?
 El átomo tiene estructura interna y es divisible
 Varios modelos atómicos trataron de explicar la estructura
del átomo. El primero fue…
El modelo de Thomson
 Modelo nuclear al bombardear una lámina de metal con
partículas . Ideado por… Ernest Rutherford
 La masa de los átomos se mide en… Unidad de masa atómica
 La primera clasificación de los elementos fue en…
Metales y no metales
 Cuando se unen dos o más elementos para formar un
compuesto resulta una sustancia…
con propiedades completamente distintas a las sustancias
iniciales
 Las propiedades de las sustancias dependen de cómo
estén unidos sus átomos

3. Estructura del átomo
 La materia está formada por partículas muy
pequeñas llamadas átomos.
 En los átomos se distinguen dos partes:
 El núcleo atómico:
 La corteza atómica:

4. El núcleo atómico
 Formado por protones y
neutrones
 Se encuentra la carga
positiva
y casi toda la masa del
átomo
 Ocupa un volumen de unas
diez mil veces menor que
el
volumen del mismo
 Lo que diferencia dos
átomos

5. El núcleo atómico 2

6. El núcleo atómico 3

7. El núcleo atómico 4
Ejercicios:
 Completa la siguiente tabla:
Protones Neutrones Electrones Z A
30 36 30 30 66
9 10 9 9 19
19 21 19 19 40
18 22 18 18 40
 De los siguientes átomos, justifica cuáles son
isótopos y cuáles no:
 A construir átomos

8. La corteza atómica y su estructura
 El modelo atómico de Rutherford debía ser
modificado
El electrón en su giro emitiría
energía en forma de radiación Descubrimiento de espectros
que llevaría a la de rayas
autodestrucción del átomo
 Espectro: registro fotográfico de la energía que
desprenden los cuerpos

9. La corteza atómica y su estructura 2
 Espectro continuo: la
luz se hace pasar por
una rendija estrecha
y después por un
prisma, se forman los
colores del arco iris
 Espectro discontinuo:
la luz de un elemento
muy caliente se pasa
por un prisma, se
obtienen unas líneas
de colores brillantes
sobre un fondo negro

10. La corteza atómica y su estructura 3
 Estos espectros que registran la luz que emite
un cuerpo se llaman espectros de emisión
 Espectros de absorción son aquellos que
registran la energía que atraviesa a un cuerpo,
apareciendo unas rayas negras que indican la
energía absorbida por dicho cuerpo

11. Modelo atómico de Bohr
 Modificó el modelo atómico de Rutherford, para
poder explicar los espectros de líneas de
emisión y absorción
 Se basa:
- Cuando los electrones giran alrededor del núcleo
atómico no emiten energía

12. Modelo atómico de Bohr 2
- Los electrones no pueden girar
alrededor del núcleo a cualquier
distancia, sólo lo hacen en aquellas
órbitas donde su energía tiene unos
valores determinados (órbitas
estacionarias)
- Los electrones se distribuyen
alrededor del núcleo en
distintos niveles de energía
- Cuando el electrón adquiere la
energía suficiente salta de una órbita
a otra superior y cuando deja de
recibir esa energía regresa a su
órbita primitiva y emite la energía
que le sobra en forma de radiación

13. Modelo atómico de Bohr 3
Átomos de cada elemento químico producen espectros
de rayas
Los espectros revelan emisión de energía
Los átomos emiten energía a saltos y no de manera
continua
Número máximo de electrones que pueden alojarse en
cada nivel de energía:
Nº máximo de e- por nivel = 2n2
donde n es el número de orden del nivel de energía

14. Modificaciones al atómico de Bohr
Algunas de las rayas no eran una sola, sino que estaban
desdobladas en dos bandas (doblete) o en tres bandas
(triplete) y muy próximas entre sí
A esto se le llama estructura fina de los espectros

15. Modificaciones al atómico de Bohr 2
Arnold Sommerfeld modifica y completa el átomo de Bohr:
- Los desdoblamientos de las rayas de los espectros se
corresponden con un mayor número de saltos electrónicos
- Alrededor del núcleo existen capas electrónicas: conjunto
de órbitas de energía muy próximas
- La primera capa está formada solo por una órbita circular,
pero las demás contienen órbitas circulares y elípticas
- A cada capa le corresponde un nivel de energía que,
menos el primero, se desdobla en varios subniveles
(tantos como órbitas contiene)
- Las capas electrónicas se nombran con letras: K, L, M, N,
O, P y Q (de más a menos cercanas al núcleo)
- Los subniveles de estas capas electrónicas reciben los
nombres: s, p, d y f

16. Modificaciones al atómico de Bohr 3
Distribución de los electrones en los subniveles:
Capa Nivel de Nº e- máx. por Subnivel de Nº e- máx. por
energía nivel energía subnivel
K 1º 2 1s 2
2s 2
L 2º 8
2p 6
3s 2
M 3º 18 3p 6
3d 10
4s 2
4p 6
N 4º 32
4d 10
4f 14

17. Configuración electrónica
Distribución de los electrones de un átomo en sus
diferentes niveles y subniveles de energía
Configuración electrónica

18. El sistema periódico
 En 1869 Mendeleiev ordenó los elementos
según masas atómicas crecientes y comprobó
que las propiedades variaban de forma regular
con la masa
 Dejó algunos huecos en la tabla (elementos no
descubiertos en su tiempo) y predijo las
propiedades que tendrían
 En 1913 se descubrió que las propiedades de
los elementos estaban relacionadas con su
número atómico

19. La tabla periódica
 Vídeo Tabla periódica
 Tabla periódica
 Tabla periódica
Regularidades periódicas
 Tabla periódica

20. La tabla periódica 2
 Carácter metálico
 Reactividad
 Punto de fusión
 Punto de ebullición
 Densidad
 Electronegatividad: capacidad de un átomo para
atraer hacia él electrones.
En un grupo, desciende de arriba hacia abajo,
mientras que en un periodo aumenta de
izquierda a derecha

21. El enlace químico
 Los átomos se unen para conseguir una mayor
estabilidad, un menor contenido en energía
 La regla del octeto establece que los átomos se
unen para adquirir ocho electrones en su última
capa
 Un enlace químico es una fuerza de tipo
electrostático que mantiene unidos a los átomos
 Se puede llevar a cabo compartiendo electrones
o cediendo/ganando electrones

22. El enlace químico 2
Representación de la variación de energía
correspondiente al acercamiento de dos átomos

23. Enlace covalente
 Se forma por compartición de electrones
 Generalmente átomos no metálicos a los que les
falta un número pequeño de electrones para
adquirir la estructura electrónica de gas noble

24. Formación de moléculas
Átomos iguales:
Átomos diferentes:

25. Representación de moléculas: diagramas de Lewis
Mediante un diagrama de puntos (estructura de
Lewis) se representan los electrones de la última
capa rodeando a cada símbolo
Ejercicios:
¿Cómo son las estructuras de Lewis de las
moléculas de O2 y N2?

26. Propiedades de las sustancias moleculares
Se caracterizan porque las fuerzas que mantienen
unidos los átomos en la molécula son muy fuertes en
comparación con las fuerzas que mantiene unidas las
moléculas
A temperatura ambiente la mayoría son gases (H2, O2,
N2, CO2, SO) y en algunos casos líquidos (H2O, Br2) o
sólidos (I2)
Tienen bajas densidades
No conducen la corriente eléctrica

27. Formación de cristales
Un cristal es la asociación de un número elevado
de átomos o de moléculas ordenadas en las tres
direcciones del espacio cumpliendo ciertas reglas
de simetría
Dos tipos de cristales:
- Cristales moleculares
- Cristales covalentes o atómicos

28. Cristales moleculares
Formados cuando las sustancias moleculares se
encuentran a una temperatura inferior a su punto
de fusión

29. Cristales covalentes o atómicos
No son sólidos a temperatura ambiente, sino que
hay que elevar considerablemente la temperatura
para que fundan.
Diamante: Grafito:

30. Cristales covalentes o atómicos 2
Cuarzo (SiO2): cada átomo de silicio se una a
cuatro de oxígeno formando una estructura
tetraédrica en el espacio

31. Propiedades de los cristales atómicos
 Son muy duros
 Puntos de fusión y ebullición muy altos
 No son solubles en agua
 El diamante no es conductor, pero el grafito sí
 El diamante es transparente y refleja la luz; el
grafito es negro porque absorbe la luz

32. Enlace metálico
 Se forma entre átomos de metales
 Los metales pierden los electrones de valencia y
se forma una nube de electrones entre los
núcleos positivos. Esto da lugar a una red
metálica
 El enlace se debe a la atracción entre los
electrones de valencia de todos los átomos y los
cationes que se forman

33. Propiedades de los metales
 Tienen un brillo característico
 Son buenos conductores de electricidad y calor
 Son dúctiles y maleables
 Son sólidos a temperatura ambiente salvo el
mercurio
 Puntos de fusión, ebullición y dureza aumentan
hacia el centro de la tabla para luego disminuir

34. Enlace iónico
 Se forma entre elementos
metálicos y no metálicos
 El metal alcanza
configuración electrónica
de gas noble perdiendo
electrones (se convierte
en catión).
 El no metal gana
electrones (se convierte
en anión)
 Se da entre iones de
distinto signo, ya que las
cargas de distinto signo se

35. Enlace iónico 2
 Se forma entre elementos metálicos y no
metálicos
 El metal alcanza configuración electrónica de
gas noble perdiendo electrones (se convierte en
catión)
 El no metal gana electrones (se convierte en
anión)
 NaCl

36. Propiedades de los compuestos iónicos
 Son sólidos a temperatura ambiente
 Se disuelven en agua porque se rompe la red
cristalina y los iones quedan en libertad
 Cuando están disueltos o fundidos son
conductores de electricidad
 Son frágiles