El documento describe la evolución del modelo atómico a lo largo de la historia, desde la teoría atómica de Dalton hasta el modelo actual. Se introducen los descubrimientos clave de Thomson, Rutherford, Bohr y otros que llevaron al entendimiento moderno del átomo como un núcleo rodeado por electrones en diferentes orbitales. También se explica la tabla periódica y cómo ordena los elementos según sus configuraciones electrónicas.

1. ESTRUCTURA ATÓMICA Química 4º ESO Carmen Peña IES: Altaír Getafe

2. John Dalton Para él tenía que cumplirse, ante todo, que los átomos de un mismo elemento debían tener la misma masa. Con esta idea, Dalton publicó en 1808 su Teoría Atómica que podemos resumir: La materia está formada por partículas muy pequeñas, llamadas átomos , que son indivisibles e indestructibles . Todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa atómica. Los átomos se combinan entre si en relaciones sencillas para formar compuestos. Los cuerpos compuestos están formados por átomos diferentes. Las propiedades del compuesto dependen del número y de la clase de átomos que tenga.

3. Físico Británico estudió las propiedades eléctricas de la materia, especialmente la de los gases. Joseph John Thomson (1856-1940) Descubrió que los rayos catódicos estaban formados por partículas cargadas negativamente (hoy en día llamadas electrones), de las que determinó la relación entre su carga y masa. En 1906 le fue concedido el premio Nóbel por sus trabajos. Millikan calculó experimentalmente el valor de la carga eléctrica negativa de un electrón mediante su experimento con gotas de aceite entre placas de un condensador. Dió como valor de dicha carga e = 1,6 * 10 -19 culombios . La medida directa del cociente carga-masa, e/m, de los electrones por J.J.Thomson en 1897 puede considerarse justamente como el principio para la compresión actual de la estructura atómica.

4. El clásico experimento de Thomson se desarrolló a partir del estudio de las descargas eléctricas en gases. Tubo de rayos catódicos utilizado por Thomson Introduce una pequeña cantidad de gas en un recipiente de vidrio con dos electrodos y lo conecta a una diferencia de potencial altísima lo que somete al gas a una descarga eléctrica que rompe los átomos que lo forman, apareciendo un haz de partículas electrónicas que se dirigen hacia el polo positivo o cátodo por eso en un principio se les llamó RAYOS CATÓDICOS pero después se descubrió que se trataba de los electrones

5. Thomson define así su modelo de átomo : Considera el átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma si-milar a las semillas en una sandía) Concebía el átomo como una esfera de carga positiva uniforme en la cual están incrustados los electrones. Modelo atómico de Thomson

6. Tras las investigaciones de Geiger y Mardsen sobre la dispersión de partículas alfa al incidir sobre láminas metálicas, se hizo necesario la revisión del modelo atómico de Thomson, que realizó Rutherford entre 1909-1911. Ernest Rutherford , (1871-1937) Físico Inglés, nació en Nueva Zelanda, profesor en Manchester y director del laboratorio Cavendish de la universidad de Cambridge. Premio Nobel de Química en 1908. Sus brillantes investigaciones sobre la estructura atómica y sobre la radioactividad iniciaron el camino a los descubrimientos más notables del siglo. Estudió experimentalmente la naturaleza de las radiaciones emitidas por los elementos radiactivos. Puesto que las partículas alfa y beta atraviesan el átomo, un estudio riguroso de la naturaleza de la desviación debe proporcionar cierta luz sobre la constitución de átomo, capaz de producir los efectos observados. Las investigaciones se produjeron tras el descubrimiento de la radioactividad y la identificación de las partículas emitidas en un proceso radiactivo.

7. Experimento para determinar la constitución del átomo La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse , porque la mayor parte del espacio de un átomo es espacio vacío. Algunos rayos se desviaban , porque pasan muy cerca de centros con carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA). Muy pocos rebotan , porque chocan frontalmente contra esos centros de carga positiva.

8. El modelo del átomo de RUTHERFORD: con los protones en el núcleo y los electrones girando alrededor. El Modelo Atómico de Rutherford quedó así: - Todo átomo está formado por un núcleo y corteza. El núcleo, muy pesado, y de muy pequeño tamaño, formado por un número de protones igual al NÚMERO ATÓMICO, donde se concentra toda la masa atómica. Existiendo un gran espacio vacío entre el núcleo y la corteza donde se mueven los electrones. NÚMERO ATÓMICO= número de protones del núcleo que coincide con el número de electrones si el átomo es neutro.

9. PARTÍCULAS FUNDAMENTALES Los protones y neutrones determinan la masa de los átomos y los electrones son los responsables de las propiedades químicas. NÚCLEO = Zona central del átomo donde se encuentran protones y neutrones CORTEZA =Zona que envuelve al núcleo donde se encuentran moviéndose los electrones En 1932 el inglés Chadwik al bombardear átomos con partículas observó que se emitía una nueva partícula sin carga y de masa similar al protón, acababa de descubrir el NEUTRÓN En el núcleo se encuentran los neutrones y los protones. Partícula Carga Masa PROTÓN p+ +1 unidad electrostática de carga = 1,6. 10 -19 C 1 unidad atómica de masa (u.m.a.) =1,66 10 -27 kg NEUTRON n 0 no tiene carga eléctrica, es neutro 1 unidad atómica de masa (u.m.a.) =1,66 10 -27 kg ELECTRÓN e- -1 unidad electrostática de carga =-1,6. 10 -19 C Muy pequeña y por tanto despreciable comparada con la de p+ y n

10. NÚMERO ATÓMICO (Z) al número de protones que tiene un átomo. Coincide con el número de electrones si el átomo está neutro. Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones, por lo tanto, tienen el mismo número atómico. NÚMERO MÁSICO (A) a la suma de los protones y los neutrones que tiene un átomo. ISÓTOPOS a átomos de un mismo elemento que se diferencian en el número de neutrones. Tienen por tanto el mismo número atómico(Z) pero diferente número másico(A). Un átomo se representa por:  Su símbolo = una letra mayúscula o dos letras, la primera mayúscula que derivan de su nombre. Ca , H , Li, S, He....  Su número atómico (Z) que se escribe abajo a la izquierda. Su número másico (A) que se escribe arriba a la izquierda. IONES a átomos o grupos de átomos que poseen carga eléctrica porque han ganado o perdido electrones. Pueden ser: CATIONES si poseen carga positiva y, por tanto, se han perdido electrones. ANIONES si poseen carga negativa y , por tanto, se han ganado electrones.

11. Sólo son posibles ciertas órbitas llamadas ÓRBITAS ESTACIONARIAS El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía Un electrón puede saltar de una órbita a la siguiente si gana energía o volver a la que estaba si pierde esa misma cantidad de energía. MODELO ATÓMICO DE BÖHR El átomo está formado por un núcleo muy pequeño de carga positiva donde están los protones y se concentra toda la masa del átomo

12. Niveles permitidos según el modelo de Bohr ( para el átomo de hidrógeno ) Energía n = 1 E = –21,76 · 10 –19 J n = 2 E = –5,43 · 10 –19 J n = 3 E = –2,42 · 10 –19 J n = 4 E = –1,36 · 10 –19 J n = 5 E = –0,87 · 10 –19 J n =  E = 0 J

13. MODELO ACTUAL El átomo está formado por un núcleo donde se encuentran los neutrones y los protones y los electrones giran alrededor en diferentes orbitales. ORBITAL: ZONA DEL ESPACIO EN TORNO AL NÚCLEO DONDE LA POSIBILIDAD DE ENCONTRAR AL ELECTRÓN ES MÁXIMA Los electrones se sitúan en orbitales, los cuales tienen capacidad para situar dos de ellos: 1ª capa : 1 orb. “s” (2 e – ) 2ª capa : 1 orb. “s” (2 e – ) + 3 orb. “p” (6 e – ) 3ª capa : 1 orb. “s” (2 e – ) + 3 orb. “p” (6 e – ) 5 orb. “d” (10 e – ) 4ª capa : 1 orb. “s” (2 e – ) + 3 orb. “p” (6 e – ) 5 orb. “d” (10 e – ) + 7 orb. “f” (14 e – ) Y así sucesivamente… s 2 p 6 d 10 f 14

14. FORMA DE LOS ORBITALES

15. ORDEN EN QUE SE RELLENAN LOS ORBITALES 1 s 2 s 3 s 2 p 3 p 4 f Energía 4 s 4 p 3 d 5 s 5 p 4 d 6s 6 p 5 d n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½ n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = ; l = ; m = ; s =

16. Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de sus electrones en los diferentes orbitales , teniendo en cuenta que se van llenando en orden creciente de energía y situando 2 electrones como máximo en cada orbital . 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4d 4p 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p LA TABLA PERIÓDICA SE ORDENA SEGÚN EL NÚMERO ATÓMICO, como es el número de protones pero coincide con el de electrones cuando el átomo es neutro, la tabla periódica queda ordenada según las configuraciones electrónicas de los diferentes elementos.

17. A lo largo de la historia, los químicos han intentado ordenar los elementos de forma agrupada, de tal manera que aquellos que posean propiedades similares estén juntos. El resultado final el sistema periódico Los elementos están colocados por orden creciente de su número atómico (Z) La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares GRUPOS a las columnas de la tabla PERÍODOS a las filas de la tabla Se denominan

18. SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS 58 Ce 140,12 Cerio Lantánidos 6 71 Lu 174,97 Lutecio 70 Yb 173,04 Iterbio 69 Tm 168,93 Tulio 67 Ho 164,93 Holmio 66 Dy 162,50 Disprosio 68 Er 167,26 Erbio 65 Tb 158,93 Terbio 63 Eu 151,96 Europio 62 Sm 150,35 Samario 64 Gd 157,25 Gadolinio 61 Pm (145) Promecio 59 Pr 140,91 Praseodimio 60 Nd 144,24 Neodimio 90 Th 232,04 Torio 103 Lr (260) Laurencio 102 No (255) Nobelio 101 Md (258) Mendelevio 99 Es (254) Einstenio 98 Cf (251) Californio 100 Fm (257) Fermio 97 Bk (247) Berquelio 95 Am 20,18(243) Americio 94 Pu (244) Plutonio 96 Cm (247) Curio 93 Np 237 Neptunio 91 Pa (231) Protoactinio 92 U 238,03 Uranio Actínidos 7 17 Cl 35,45 Cloro 53 I 126,90 Yodo 85 At (210) Astato 9 F 18,99 Flúor 35 Br 79,90 Bromo 18 Ar 39,95 Argón 54 Xe 131,30 Xenón 86 Rn (222) Radón 10 Ne 20,18 Neón 2 He 4,003 Helio 36 Kr 83,80 Criptón 14 Si 28,09 Silicio 6 C 12,01 Carbono 50 Sn 118,69 Estaño 82 Pb 207,19 Plomo 32 Ge 72,59 Germanio 12 Mg 24,31 Magnesio 4 Be 9,01 Berilio 88 Ra (226) Radio 38 Sr 87,62 Estroncio 56 Ba 137,33 Bario 20 Ca 40,08 Calcio 11 Na 22,99 Sodio 3 Li 6,94 Litio 87 Fr (223) Francio 37 Rb 85,47 Rubidio 55 Cs 132,91 Cesio 19 K 39,10 Potasio 89 Ac (227) Actinio 39 Y 88,91 Itrio 57 La 138,91 Lantano 21 Sc 44,96 Escandio 109 Mt (266) Meitnerio 108 Hs (265) Hassio 106 Sg (263) Seaborgio 105 Db (262) Dubnio 107 Bh (262) Bohrio 104 Rf (261) Rutherfordio 48 Cd 112,40 Cadmio 80 Hg 200,59 Mercurio 46 Pd 106,4 Paladio 78 Pt 195,09 Platino 45 Rh 102,91 Rodio 77 Ir 192,22 Iridio 47 Ag 107,87 Plata 79 Au 196,97 Oro 44 Ru 101,07 Rutenio 76 Os 190,2 Osmio 42 Mo 95,94 Molibdeno 74 W 183,85 Wolframio 41 Nb 92,91 Niobio 73 Ta 180,95 Tántalo 43 Tc (97) Tecnecio 75 Re 186,21 Renio 40 Zr 91,22 Circonio 72 Hf 178,49 Hafnio 30 Zn 65,38 Zinc 28 Ni 58,70 Niquel 27 Co 58,70 Cobalto 29 Cu 63,55 Cobre 26 Fe 55,85 Hierro 24 Cr 54,94 Cromo 23 V 50,94 Vanadio 25 Mn 54,94 Manganeso 22 Ti 20,18 Titanio 15 P 30,97 Fósforo 7 N 14,01 Nitrógeno 51 Sb 121,75 Antimonio 83 Bi 208,98 Bismuto 33 As 74,92 Arsénico 16 S 32,07 Azufre 84 Po (209) Polonio 8 O 16,00 Oxígeno 34 Se 78,96 Selenio 52 Te 127,60 Telurio 13 Al 26,98 Aluminio 5 B 10,81 Boro 49 In 114,82 Indio 81 Tl 204,37 Talio 31 Ga 69,72 Galio Metales No metales 4 3 2 7 5 6 1 17 16 18 15 13 14 12 10 9 11 8 6 5 7 4 2 1 3 VII A VI A Gases nobles V A III A IV A II B I B VI B V B VII B IV B II A I A III B VIII Periodo Grupo 1 H 1,008 Hidrógeno Nombre Masa atómica Número atómico Símbolo Negro - sólido Azul - líquido Rojo - gas Violeta - artificial Metales Semimetales No metales Inertes

19. Configuración electrónica y periocidad Litio Sodio Potasio Rubidio Cesio 1s 2 2s 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 1s 2 2s 2 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 1 1s 2 2s 2 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 1 ns 1 Todos los elementos de un mismo grupo tienen en su capa de valencia el mismo número de electrones en orbitales del mismo tipo Las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con la configuración electrónica de su capa más externa Elemento Configuración electrónica Configuración más externa

20. A) Elementos representativos B) Metales de transición C) Metales de transición interna  Su electrón diferenciador se aloja en un orbital s o un orbital p  Su electrón diferenciador se aloja en un orbital d Se distinguen varios bloques caracterizados por una configuración electrónica típica de la capa de valencia  El hidrógeno de configuración 1s 1 no tiene un sitio definido dentro de los bloques  Su electrón diferenciador se aloja en un orbital f

21. d p s ns 2 np x ns 2 ns 2 (n  1)d x ns 2 (n  1)d 10 (n  2) f x f d 10 d 8 d 7 d 9 d 6 d 4 d 3 d 5 d 2 d 1 p 5 p 4 p 6 p 3 p 1 p 2 s 2 f 10 f 8 f 7 f 9 f 6 f 4 f 3 f 5 f 2 f 1 f 14 f 12 f 11 f 13 s 2 s 1

22. TAMAÑO ATÓMICO Disminuye al avanzar en un periodo En un grupo: el tamaño atómico aumenta al descender en un grupo porque aumenta el número de capas electrónicas Li (1,23 ) Na (1,57 ) K (2,03 ) Rb (2,16 ) (1,23 ) Li (0,89 ) Be (0,80 ) B (0,70 ) N (0,66 ) O (0,64 ) F (0,77 ) C

23. A continuación se muestra con el tamaño relativo de los átomos de los elementos representativos. Los radios están expresados en nm (1 nm = 10 -9 m) Los radios de los átomos varían en función de que se encuentren en estado gaseoso o unidos mediante enlaces iónico, covalente o metálico Los átomos e iones no tienen un tamaño definido, pues sus orbitales no ocupan una región del espacio con límites determinados. Sin embargo, se acepta un tamaño de orbitales que incluya el 90% de la probabilidad de encontrar al electrón en su interior, y una forma esférica para todo el átomo.

24. Los iones positivos (cationes) son siempre menores que los átomos neutros a partir de los que se forman Los iones negativos (aniones) son siempre mayores que los átomos neutros a partir de los que se forman Li (1,23 ) F ( 0, 64 ) Li ( 0, 68 ) + F ( 1, 36 ) Pierde 1 e - Gana 1 e -

25. Los gases nobles. Regla del octeto “ En la formación de un compuesto, un átomo tiende a intercambiar electrones con otros átomos hasta conseguir una capa de valencia de ocho electrones” Los gases nobles tienen una configuración electrónica externa ns 2 np 6 es decir, tienen 8 electrones en su última capa (excepto el He que tiene 2)  Una capa de valencia con 8 electrones se denomina octeto, y Lewis enunció la regla del octeto diciendo: 

26. Iones monoatómicos C A T I O N E S A N I O N E S Son iones formados por un solo átomo  El catión se nombra como el átomo del que procede  El anión se nombra como el no metal pero acabado en  uro (excepto el ión óxido)  H + Na + K + Mg 2 + Ca 2 + Fe 2 + Fe 3 + Al 3 + Ion hidrógeno Ion sodio Ion potasio Ion magnesio Ion calcio Ion hierro (II) Ion hierro (III) Ion aluminio H  F  Cl  Br  I  S 2  O 2  N 3  Ion hidruro Ion fluoruro Ion cloruro Ion bromuro Ion yoduro Ion sulfuro Ion óxido Ion nitruro

27. CARÁCTER METÁLICO. Metales: Pierden fácilmente electrones para formar cationes Bajas energías de ionización Bajas afinidades electrónicas Bajas electronegatividades Forman compuestos con los no metales, pero no con los metales Según el carácter metálico podemos considerar los elementos como: No Metales: Ganan fácilmente electrones para formar aniones Elevadas energías de ionización Elevadas afinidades electrónicas Elevadas electronegatividades Forman compuestos con los metales, y otros con los no metales Semimetales o metaloides: Poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales (Si, Ge)

28. La unión entre átomos está relacionada con la tendencia a estados de mayor estabilidad. Los átomos se unen si alcanzan una situación más estable que cuando están separados. Los electrones más externos son los responsables de esa unión. ENLACE QUÍMICO Los METALES se estabilizan perdiendo electrones . Los NO METALES se estabilizan ganando o compartiendo electrones .

29. TIPOS DE ENLACE IÓNICO se establece cuando se combinan entre sí átomos de METAL con átomos de NO METAL COVALENTE se establece cuando se combinan entre sí átomos de NO METAL METÁLICO se establece cuando se combinan entre sí átomos de METAL

30. ENLACE IÓNICO CATIONES (Carga positiva) A + Atracción eléctrica entre iones de distinto signo. A + A - Átomos de METAL (Ceden e- formando cationes ) Átomos de NO METAL (Cogen e- formando aniones ) ANIONES ( Carga negativa ) A -

31. EJEMPLO: Formación de cloruro de sodio Coge el electrón del sodio y completa su última capa Cede su electrón de la última capa al cloro Na Cl Na + Cl -

32. Se producen atracciones en todas las direcciones del espacio originándose una red espacial . ESTRUCTURA CRISTALINA . Cristal de cloruro de sodio ( Sal común ) - - - - - - - - - - + + + + + + + + + Las fuerzas que crea un ión actúan en todas direcciones , de modo que cada ión positivo atrae a todos los iones negativos vecinos, rodeándose del mayor número de ellos posible, y viceversa

33. Mg + O 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 1s 2 2s 2 2p 4 Mg 2+ O 2  + 1s 2 2s 2 2p 6 1s 2 2s 2 2p 6 OCTETO OCTETO El magnesio cede dos electrones al oxígeno. Ambos consiguen completar su octeto  Los iones formados, se atraen fuertemente por tener cargas eléctricas de distinto signo  Este enlace se denomina iónico , ya que los átomos participantes se encuentran en forma de iones , y se produce entre metal y no metal  Ion O 2  Ion Mg 2+

34. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Sólidos a temperatura ambiente Son siempre cristales Son duros pero frágiles Si los cristales se golpean, se fracturan por planos, al repelerse los iones de igual carga eléctrica A temperatura ambiente son sólidos de altos puntos de fusión y ebullición. Son duros pero frágiles. Se disuelven mejor en agua que en otros disolventes. No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en disolución o fundidos .

35. Fragilidad en un cristal iónico presión

36. En estado sólido no conducen la electricidad porque los iones ocupan posiciones fijas en la red cristalina y no se pueden desplazar. Disueltos o fundidos si conducen la corriente eléctrica. Se disuelven en disolventes muy polares como el agua. Las moléculas de agua se interponen entre los iones de la red y apantallan las fuerzas entre los iones que quedan libres. Iones hidratados

37. Átomos de METAL (Ceden e- formando cationes) Forma redes de cationes rodeados por electrones Todos los átomos se ionizan quedando cargados positivamente y se ordenan en el espacio formando un cristal. Los electrones procedentes de la ionización se mueven entre los cationes ENLACE METÁLICO La nube de electrones se mueven entre los cationes. Iones positivos formados por los átomos de metal que han perdido electrones. + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + +

38. La fuerza que mantiene unidos a los átomos de un metal, formando una red cristalina, se denomina enlace metálico . Los átomos se colocan formando una estructura regular En un trozo de sodio metálico, los cationes Na + están bañados por una nube móvil de electrones cedidos por cada átomo de sodio ATENCIÓN: el enlace metálico solo se puede producir entre átomos de un mismo elemento químico UNA ALEACIÓN: es un mezcla de metales, se funden, se mezclan y luego se enfría. Se pueden volver a separar, no es un enlace. Hexagonal compacta Cúbica compacta Cúbica centrada en el cuerpo + + + + + + + + + + + + + +

39. Aunque los cationes se desplacen, los e- de la red amortiguan la fuerza de repulsión entre ellos Por el contrario, en los Compuestos iónicos este desplazamiento produce la fractura del cristal al quedar enfrentados iones del mismo signo Red de un metal Red de un cristal iónico Brillo intenso Conductividad eléctrica Conductividad térmica Maleabililidad y ductilidad   Capacidad de los e - para captar y emitir energía electromagnética Gran movilidad de los electrones Los e - ceden parte de su energía cinética para calentar la red Se pueden estirar en hilos o extender en láminas T as de fusión y ebullición Dependen de la fuerza de atracción entre e - y los iones positivos    PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS METÁLICAS

40. Átomos de NO METAL (Se estabilizan compartiendo electrones) ENLACE COVALENTE A cada átomo de flúor le falta un electrón para alcanzar configuración de gas noble, para conseguirlo comparte un electrón con el otro átomo de flúor formando una molécula . EJEMPLO: Formación de la molécula de flúor ( F 2 ) ( SUSTANCIA MOLECULAR APOLAR ) Molécula de flúor F-F El par de electrones compartido es un enlace covalente. Entre átomos iguales la compartición es perfecta pero si son diferentes el más electronegativo tiene los electrones más tiempo consigo lo que origina MOLÉCULAS POLARES PUEDEN FORMAR MOLÉCULAS Grupos pequeños de átomos unidos por enlace covalente 9 F : 1s 2 2s 2 2p 5 F F

41. + F  F o bien Molécula de hidrógeno + Dos átomos de hidrógeno comparten un par de electrones H  H Siempre que dos átomos se hallen unidos por un par de electrones compartidos , se dice que existe un enlace covalente entre ellos   Lewis sugirió que los átomos podían conseguir su octeto compartiendo un par de electrones F F F F átomo flúor átomo flúor molécula flúor par de electrones compartidos Se representa con una línea + + + H H H 2 +

42. Molécula de agua Molécula de amoníaco O = O N  N N + N Entre dos átomos dados se pueden establecer uno, dos y hasta tres enlaces covalentes, hablándose entonces de un enlace sencillo, doble y triple , respectivamente O O H H + H 2 O H H N + H 3 N H H H N H H H O + O O O N N

43. Representar las estructuras de Lewis de los siguientes iones: a) H 2 b) HBr c) PH 3 d) H 2 S e) CO 2 H  H H  Br    H  P    S H H       O = C = O    

44. Cada átomo de carbono necesita cuatro electrones que consigue uniéndose a otros cuatro átomos, que a su vez se unen a otros cuatro, y así sucesivamente, hasta formar un cristal con muchísimos átomos unidos entre sí por enlace covalente. EJEMPLO: Estructura del diamante (SUSTANCIA ATÓMICA) 6 C: 1s 2 2s 2 2p 2 PUEDE FORMAR : SUSTANCIAS COVALENTES ATÓMICAS consisten en muchos átomos unidos por enlace covalente

45. Los sólidos covalentes ,también llamados sólidos atómicos o reticulares, son sustancias cuyos átomos están unidos entre sí mediante enlaces covalentes, formando redes tridimensionales Las uniones entre los átomos son muy fuertes, por lo que tienen temperaturas de fusión y ebullición muy altas y son muy duros. Ejemplos: Diamante (C) Cuarzo (SiO 2 )

46. Propiedades de los compuestos covalentes Sólidos covalentes : Los enlaces se dan a lo largo de todo el cristal. Gran dureza y P.F alto. Son sólidos. Insolubles en todo tipo de disolvente. Malos conductores. El grafito que forma estructura por capas le hace más blando y conductor. Sust. moleculares : Están formados por moléculas aisladas. P.F. y P. E. bajos (gases). Son blandos. Solubles en disolventes moleculares. Malos conductores. Las sustancias polares son solubles en disolventes polares y tienen mayores P.F y P.E.