Química 3 (apuntes)

BLOQUE 1: SISTEMA PERIÓDICO

1.      Átomo. Modelo de Bohr

2.      Elementos químicos

3.      Clasificación y propiedades periódicas

4.      Núcleo atómico

1. Átomo. Modelo de Bohr

El electrón describe órbitas circulares, de energía fija, entorno al núcleo de energía fija.

Solo existen órbitas electrónicas con valores de energía determinados. Por eso, las órbitas se llaman también niveles de energía, designados con los valores n = 1, 2, 3, 4…

Cuando el electrón pasa de un nivel de energía superior a otro inferior, la diferencia de energía se emite como luz.

Si la luz emitida se pasa por un prisma y se analiza, se comprueba que cada salto se hace patente mediante una raya en el espectro. Las rayas se agrupan en series.

Un espectro de emisión es aquel que tiene todo el fondo negro y unas rayas de colores. Un espectro de absorción es aquel que tiene el fondo de colores y unas rayas negras.

  Espectro de emisión

Espectro de absorción

2. Elementos químicos

Los primeros atómicos parten del s XIX y decía que la materia está formada por átomos que son unas partículas indivisibles que son como pelotas homogéneas sin carga (Dalton)

Las sustancias puras que son elementos que están constituidos por átomos iguales, mientras que las sustancias puras compuestas estaban constituidas por átomos distintos. Estos átomos son indivisibles. (Dalton)

El átomo es una esfera homogénea pero dentro tiene electrones, que tienen carga negativa, pero la esfera es de carga positiva. (Thomson). Lo descubrió con un experimento llamado los “Rayos Catódicos”.

Rutherford, basado en el experimento de bombardeo de una lámina de oro con partículas alfa (positivas):

A.    El átomo está casi vacío.

B.     Él átomo tiene una zona muy pequeña que concentra casi toda la masa a la que llama núcleo. Tiene carga positiva y es unas 10000 veces más pequeño que el átomo.

C.     Los electrones están describiendo órbitas circulares alrededor del núcleo. A esta zona casi vacía de le llama corteza.

A este modelo también se le llama modelo nuclear.

3. Clasificación y propiedades periódicas

J. Bercelius en 1813: dividió los elementos en metales y no metales.

J. A. Newlands en 1865: ley de las octavas. Si se colocan todos los elementos en orden creciente de masas atómicas, después de cada 7 elementos aparece un octavo cuyas propiedades son semejantes a las del primero.

L. Meyer en 1869: puso en evidencia una cierta periodicidad en el volumen atómico.

D. Mendeleiev: clasifica los elementos según sus masa atómicas crecientes.

● Aparecen ordenados en la vertical los elementos con propiedades químicas semejantes.

● Dejó huecos cuando no aparecían elementos que encajaran, pues no se habían descubierto aún.

● Predijo la existencia de elementos no conocidos, así como su masa atómica y sus propiedades físicas y químicas.

Moseley en 1911: ordenó los elementos por su número atómico Z creciente.

Werner y Paneth en 1952: siguiendo este modelo propusieron el sistema periódico actual, llamado sistema periódico largo.

Número atómico: es el número de protones que hay en el núcleo. Se representa con una Z.

Número másico: es la suma de protones y neutrones que hay en el núcleo. Se representa con una A.

Isótopos: son átomos del mismo elemento que tiene el mismo número de protones, pero diferente número de neutrones. Por tanto, podemos decir que tienen el mismo número atómico y diferente número másico.

EJERCICIOS

Realiza la configuración electrónica de:

-          Be[z=4]→1s²; 2s²

-          Na[z=11] →1s²; 2s²; 2p⁶; 3s¹

-          Ca[z=20] →1s²; 2s²; 2p⁶; 3s²; 3p⁶; 4s²

-          Fe³⁺[z=23]→1s²; 2s²; 2p⁶; 3s²; 3p⁶; 4s²; 3d³

-          Mg²⁺[z=10]→ 1s²; 2s²; 2p⁶;

-          Pb²⁺[z=80]→ 1s²; 2s²; 2p⁶; 3s²; 3p⁶; 4s²; 3d¹⁰; 4p⁶; 5s²; 4d¹⁰; 5p⁶; 6s^2; 4f¹⁴; 5d¹⁰

Nombre	Símbolo	Z	A	p+	e-	n
Berilio	49Be	4	9	4	4	5
Sodio	1123Na	11	23	11	11	18
Calcio	2040Ca	20	40	20	20	20
Catión hierro con 3 cargas positivas.	2656Fe3+	26	56	26	23	30