El documento detalla el desarrollo de la teoría atómica desde la proposición de John Dalton en 1808, que estableció que la materia está compuesta por átomos indivisibles de masa uniforme para cada elemento. Se describen los avances significativos en el estudio de la estructura atómica por científicoss como J.J. Thomson, Ernest Rutherford, y Niels Bohr, quienes contribuyeron a la comprensión del núcleo, electrones y configuraciones electrónicas. Por último, se menciona la organización de los elementos en la tabla periódica según su número atómico y propiedades químicas relacionadas.

1. ESTRUCTURA ATÓMICA
Química 10º

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
Cuando se sitúan unas aberturas en A y B, el brillo se limita a un punto bien definido sobre el
vidrio, este punto puede desviarse mediante campos eléctricos o magnéticos.

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)
Modelo atómico de Thomson
Concebía el átomo como una esfera de carga positiva uniforme en la cual están
incrustados los electrones.

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. 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
p
1
1
n
1
0
e
0
1

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.

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.
E
A
Z
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

12. Niveles permitidos según el modelo de Bohr
(para el átomo de hidrógeno)
n = 1 E = –21,76 · 10–19
J
n = 2 E = –5,43 · 10–19
J
n = 3 E = –2,42 · 10–19
J
Energía
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…
s2
p6
d10
f14

14. FORMA DE LOS ORBITALES

15. 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 =
ORDEN EN QUE SE
RELLENAN LOS
ORBITALES

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
sistema periódico
Los elementos están colocados por orden creciente de su número atómico (Z)
GRUPOS
a las columnas de la tabla
PERÍODOS
a las filas de la tabla
Se denominan
La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de
un mismo grupo poseen propiedades químicas similares

18. 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
Praseodi
mio
60
Nd
144,24
Neodimio
90
Th
232,04
Torio
103
Lr
(260)
Laurencio
102
No
(255)
Nobelio
101
Md
(258)
Mendelev
io
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)
Protoacti
nio
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)
Seaborgi
o
105
Db
(262)
Dubnio
107
Bh
(262)
Bohrio
104
Rf
(261)
Rutherfor
dio
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
Molibden
o
74
W
183,85
Wolframi
o
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
Mangane
so
22
Ti
20,18
Titanio
15
P
30,97
Fósforo
7
N
14,01
Nitrógen
o
51
Sb
121,75
Antimoni
o
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
Hidrógen
o
Nombre
Masa atómica
Número atómico
Símbolo Negro - sólido
Azul - líquido
Rojo - gas
Violeta - artificial
Metales
Semimetales
No metales
Inertes
SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS

19. Configuración electrónica y
periocidad
Elemento Configuración electrónica
Configuración
más externa
Litio
Sodio
Potasio
Rubidio
Cesio
1s2
2s1
1s2
2s2
2p6
3s1
1s2
2p6
3s2
3p6
4s1
1s2
2s2
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s1
1s2
2s2
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s2
4d10
5p6
6s1
ns1
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

20.  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
A) Elementos representativos
B) Metales de transición
 El hidrógeno de configuración 1s1
no tiene un sitio definido dentro de
los bloques
 Su electrón diferenciador se aloja en un orbital f
C) Metales de transición interna

21. d10
d8
d7
d9
d6
d4
d3
d5
d2
d1
p5
p4
p6
p3
p1
p2
s2
f10
f8
f7
f9
f6
f4
f3
f 5
f2
f1
f14
f12
f11
f13
d
d
p
p
s2
s1
s
s
ns2
npx
ns2 ns2
(n1)dx
ns2
(n1)d10
(n2) fx
f
f

22. TAMAÑO ATÓMICO
Li (1,23 )

Α Na (1,57 )

Α K (2,03 )

Α Rb (2,16 )

Α
(1,23 )

Α
Li
(0,89 )

Α
Be
(0,80 )

Α
B
(0,70 )

Α
N
(0,66 )

Α
O
(0,64 )

Α
F
(0,77 )

Α
C
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

23. 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.
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

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

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 ns2
np6
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:

1
1
7
+1
2
2
6
+2
3
3
5
+3
4
4
4
+-4
5
5
3
3
6
6
2
2
7
7
1
1
8
0
0
0
Grupo
Nº de electrones en
la capa de valencia
Sobran para el octeto
Faltan para el octeto
Carga del ión
I II III IV V VI VII VIII

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+
Mg2+
Ca2+
Fe2+
Fe3+
Al3+
Ion hidrógeno
Ion sodio
Ion potasio
Ion magnesio
Ion calcio
Ion hierro (II)
Ion hierro (III)
Ion aluminio
H 
F 
Cl 
Br 
I 
S2 
O2 
N3 
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
Na
Cl
Na+
Cl-
Coge el electrón del sodio y
completa su última capa
Cede su electrón de la
última capa al cloro

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
1s2
2s2
2p6
3s2
1s2
2s2
2p4
Mg2+
O2
+
1s2
2s2
2p6
1s2
2s2
2p6
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 O2
Ion Mg2+

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. Hexagonal compacta Cúbica compacta Cúbica centrada en el cuerpo
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.

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
Tas
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 ( F2 )
( SUSTANCIA MOLECULAR
APOLAR)
9 F : 1s2
2s2
2p5
F F
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

41. 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
•
•
• •
• •
•
F  F
o bien
átomo flúor átomo flúor molécula flúor
par de electrones
compartidos
Se representa
con una línea
Molécula de hidrógeno
+ + + +
H H H2
+
•
•
•
•
•
•
• •
•
•
•
•
•
• •
•
•
• •
•
•
•
•
•
•
• •
•
•
•
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•
••
• •
•
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•
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•
•
• •
•
•
• • •
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Dos átomos de hidrógeno comparten un par de electrones
H  H

42. •
O
•
•
•
•
•
O
•
•
•
•
•
•
• H
•
H
+ H
•
2 •
O
H H
N
•
•
•
•
•
+ H
•
3
N
H H
H
N
•
•
•
•
•
• H
•
H
•
H
Molécula de agua
Molécula de amoníaco
O = O
N  N
O
•
•
•
•
•
•
N +
+ O
•
•
•
•
•
•
O O
•
•
• •
•
• •
•
•
•
•
•
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

43. Representar las estructuras de Lewis de los siguientes iones:
a) H2 b) HBr c) PH3 d) H2S e) CO2
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)
6C: 1s2
2s2
2p2
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 (SiO2)

46. Propiedades de los compuestos covalentes
• Sólidos 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
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.