Física y Química 4º ESO - Guía Completa

El átomo: estructura y propiedades

El átomo está formado por partículas fundamentales que determinan sus propiedades. El electrón tiene una masa muy pequeña y carga negativa, mientras que el protón posee una masa 1.800 veces mayor y carga positiva. El neutrón, con masa similar al protón, tiene carga neutra. Protones y neutrones forman el núcleo, mientras los electrones giran alrededor.

Existen algunos conceptos fundamentales para entender los átomos:

• Isótopos: Átomos del mismo elemento (igual Z) pero con distinta masa atómica (A)
• Iones: Átomos que pierden o ganan electrones (cationes son positivos, aniones negativos)
• Capa de valencia: La capa más externa del átomo, donde se encuentran los electrones más importantes para las reacciones químicas

Según el Modelo de Bohr, el electrón gira en órbitas definidas, emitiendo energía solo cuando cambia de una órbita a otra. El Diagrama de Moeller nos muestra cómo se distribuyen los electrones en los distintos subniveles energéticos (s, p, d, f), con capacidades máximas de 2, 6, 10 y 14 electrones respectivamente.

💡 Para representar un átomo usamos la notación $^A_Z X$, donde X es el símbolo del elemento, A es el número másico (protones + neutrones) y Z el número atómico (protones). ¡Si el átomo es neutro, Z también indica el número de electrones!

La tabla periódica: organización y tendencias

La tabla periódica organiza los elementos según sus propiedades químicas y físicas, permitiéndonos predecir su comportamiento. La masa atómica de un elemento puede calcularse considerando los porcentajes de sus isótopos.

En la tabla, las propiedades siguen patrones definidos:

• La masa atómica aumenta de izquierda a derecha en un periodo y de arriba abajo en un grupo
• Las propiedades metálicas aumentan de derecha a izquierda en un periodo y de arriba abajo en un grupo

Los grupos principales de la tabla tienen nombres específicos:

• Grupo 1: Alcalinos
• Grupo 2: Alcalinotérreos
• Grupo 17: Halógenos
• Grupo 18: Gases nobles

La tabla se organiza en bloques según el orbital que se está llenando:

• Elementos representativos: Bloques s (grupos 1-2) y p (grupos 13-18)
• Metales de transición: Bloque d
• Metales de transición interna: Bloque f

Los elementos de transición comparten propiedades comunes: son metales (excepto el mercurio que es líquido), tienen elevados puntos de fusión y ebullición, son buenos conductores y forman compuestos coloreados.

💡 El bloque s tiene 2 elementos por nivel, el bloque p tiene 6, el bloque d tiene 10, y el bloque f tiene 14 elementos por nivel. Esta estructura explica la forma característica de la tabla periódica.

Disposición de los bloques en la tabla periódica

La tabla periódica está organizada según los orbitales que ocupan los electrones de valencia. Los elementos se distribuyen en bloques que corresponden a los distintos subniveles energéticos.

El bloque s contiene 2 elementos por nivel (grupos 1 y 2). Son los primeros en cada periodo y generalmente son metales muy reactivos.

El bloque p incluye 6 elementos por nivel (grupos 13 al 18). Estos elementos muestran una gran variación en sus propiedades, desde metales hasta gases nobles.

El bloque d contiene 10 elementos por nivel. Son los metales de transición, ubicados en el centro de la tabla entre los bloques s y p. Estos elementos muestran números de oxidación variables y propiedades metálicas similares.

El bloque f comprende 14 elementos por nivel. Estos son los lantánidos y actínidos, generalmente colocados en filas separadas en la parte inferior de la tabla periódica.

Los elementos de transición (bloque d) comparten características importantes:

• Son todos metales con elevada dureza
• Tienen altos puntos de fusión y ebullición
• Son excelentes conductores térmicos y eléctricos
• Sus compuestos suelen ser coloreados debido a transiciones electrónicas específicas

💡 La posición de un elemento en la tabla periódica nos permite predecir sus propiedades químicas y físicas. Por ejemplo, los elementos del mismo grupo tendrán propiedades químicas similares porque tienen la misma configuración de electrones de valencia.

Los enlaces químicos

¿Por qué los átomos se unen entre sí? La respuesta está en la estabilidad. Los gases nobles son muy estables porque tienen su capa de valencia completa (normalmente 8 electrones). Siguiendo la regla del octeto propuesta por Lewis, los demás elementos tienden a ganar, perder o compartir electrones para alcanzar esta configuración estable.

Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las sustancias. Existen tres tipos principales:

• Iónico
• Covalente
• Metálico

El diagrama de Lewis es una representación útil que muestra los electrones de valencia de un átomo con puntos o aspas alrededor del símbolo. Por ejemplo, el hidrógeno (H·) tiene un electrón de valencia, mientras que el oxígeno tiene seis (·Ö·).

El enlace covalente ocurre entre elementos no metálicos que comparten electrones. Cuando se forma este tipo de enlace, puede resultar en:

1. Formación de moléculas (como H₂, O₂, N₂, H₂O)
2. Formación de redes tridimensionales (como el diamante)

Los enlaces covalentes se pueden representar con rayas entre los símbolos de los elementos (H−H). Según el número de pares de electrones compartidos, pueden ser simples (H−H), dobles $O=O$ o triples (N≡N).

💡 La polaridad en un enlace covalente ocurre cuando los átomos tienen diferente tendencia a atraer electrones. Si los electrones se distribuyen uniformemente, el enlace es apolar (Br−Br); si no, es polar $H^δ+−Cl^δ-$.

Enlaces covalentes y fuerzas intermoleculares

Los enlaces covalentes pueden ser de varios tipos, según el número de electrones compartidos:

• Enlace simple: Un par de electrones compartidos (H−H, Cl−Cl)
• Enlace doble: Dos pares de electrones compartidos $O=O$
• Enlace triple: Tres pares de electrones compartidos (N≡N)
• Enlaces múltiples: Combinaciones en una misma molécula $O=C=O$

La polaridad del enlace covalente depende de cómo se distribuyen los electrones:

• Cuando dos átomos iguales comparten electrones (como en Br−Br), la distribución es uniforme, resultando en un enlace covalente apolar
• Cuando los átomos son distintos y uno tiene más tendencia a atraer electrones (como en H^δ+−Cl^δ-), se genera un enlace covalente polar con cargas parciales

En las sustancias moleculares existen dos tipos de fuerzas: el enlace covalente dentro de la molécula (fuerte) y los enlaces intermoleculares entre moléculas (débiles).

Las fuerzas intermoleculares son fundamentales para entender el comportamiento de las sustancias. Existen dos tipos principales:

1. Fuerzas de Van der Waals: Son atracciones débiles entre todas las moléculas. Su intensidad aumenta con la polaridad molecular y determinan propiedades como los puntos de fusión y ebullición.

2. Enlace de hidrógeno: Es un tipo especial de fuerza intermolecular más intensa que se forma entre un átomo electronegativo (F, O, N) y un hidrógeno de otra molécula. Explica por qué sustancias como el agua tienen puntos de fusión y ebullición anormalmente elevados.

💡 Aunque las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que los enlaces covalentes, son decisivas para determinar propiedades físicas como el estado de agregación, puntos de fusión y ebullición.

Propiedades de los compuestos covalentes

Los compuestos covalentes moleculares tienen propiedades características debido a la naturaleza de sus enlaces:

• Estado físico: Pueden ser gases (O₂, N₂), líquidos (Br₂) o sólidos blandos a temperatura ambiente, dependiendo de la intensidad de sus fuerzas intermoleculares.
• Puntos de fusión y ebullición: Generalmente bajos, ya que se requiere poca energía para romper las débiles fuerzas intermoleculares.
• Conductividad: Son malos conductores porque sus electrones están fuertemente unidos a los átomos.
• Solubilidad: Suelen ser insolubles en agua pero solubles en disolventes orgánicos.

Los compuestos covalentes reticulares (como el diamante o el cuarzo) tienen propiedades muy diferentes:

• Estado físico: Siempre sólidos a temperatura ambiente y muy duros.
• Puntos de fusión y ebullición: Extremadamente elevados, ya que hay que romper muchos enlaces covalentes fuertes.
• Conductividad: No conducen la electricidad ni el calor.
• Solubilidad: Son insolubles en cualquier tipo de disolvente.

El enlace iónico se forma entre un elemento metálico y uno no metálico. El metal cede electrones (formando un catión) y el no metal los capta (formando un anión). La fuerza de atracción electrostática entre estos iones constituye el enlace iónico.

Por ejemplo, en el fluoruro de litio (LiF), el litio (Li) pierde un electrón para formar Li⁺ y el flúor (F) gana ese electrón para formar F⁻. Estos iones de carga opuesta se atraen, formando una estructura cristalina tridimensional.

💡 A diferencia de los compuestos covalentes que forman moléculas discretas, los compuestos iónicos forman redes cristalinas donde cada ion está rodeado del máximo número posible de iones de carga opuesta.

Propiedades de los compuestos iónicos

Los compuestos iónicos tienen propiedades características debido a las fuertes interacciones electrostáticas entre sus iones:

• Estado físico: Son sólidos cristalinos a temperatura ambiente debido a las intensas fuerzas de atracción entre los iones.
• Puntos de fusión y ebullición: Muy elevados porque se requiere mucha energía para romper la red cristalina.
• Conductividad eléctrica: Son aislantes en estado sólido (los iones están fijos), pero conducen bien la electricidad cuando están fundidos o disueltos (los iones pueden moverse).
• Solubilidad: La mayoría son solubles en agua porque las moléculas de agua rodean a los iones, separándolos de la estructura cristalina.
• Dureza y fragilidad: Son duros pero frágiles. Cuando se golpean, los iones del mismo signo pueden quedar enfrentados, creando fuerzas repulsivas que rompen el cristal.

El enlace metálico se produce entre átomos de elementos metálicos. Según la teoría de los electrones libres, los electrones de la capa de valencia de los átomos metálicos se deslocalizan, formando una especie de "nube" o "mar" de electrones que pueden moverse libremente por todo el metal.

La red cristalina metálica consiste en cationes (núcleos atómicos con sus electrones internos) ordenados regularmente y rodeados por el mar de electrones deslocalizados. La atracción entre estos cationes y los electrones libres constituye el enlace metálico.

💡 La diferencia fundamental entre los compuestos iónicos y metálicos es que en los iónicos los electrones se transfieren completamente, mientras que en los metálicos los electrones se comparten colectivamente, pudiendo moverse por toda la estructura.

Propiedades de las sustancias metálicas

Los metales tienen propiedades características debido a la naturaleza de su enlace:

• Estado físico: Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio, que es líquido) debido a las fuertes interacciones entre los cationes y el mar de electrones.
• Puntos de fusión y ebullición: Generalmente altos, aunque varían considerablemente entre distintos metales.
• Conductividad eléctrica y térmica: Son excelentes conductores debido a la movilidad de los electrones deslocalizados. El calor se transmite eficientemente por la vibración de los núcleos atómicos.
• Solubilidad: Son insolubles en agua y en la mayoría de disolventes.
• Propiedades mecánicas: Son dúctiles (pueden estirarse en alambres) y maleables (pueden laminarse) porque los cationes pueden deslizarse unos sobre otros sin que el enlace se rompa, gracias a la nube de electrones que evita las repulsiones.
• Brillo metálico: Reflejan la luz que incide sobre su superficie, dándoles su característico brillo.

La presencia de electrones libres es fundamental para explicar las propiedades de los metales. Cuando se golpea un cristal metálico, estos electrones evitan la ruptura al redistribuirse para mantener la cohesión entre los cationes que han cambiado de posición.

El estudio de los enlaces químicos es esencial porque nos permite comprender y predecir las propiedades físicas y químicas de las sustancias. Cada tipo de enlace (iónico, covalente o metálico) confiere características específicas a los materiales, determinando su comportamiento en diferentes condiciones.

💡 La estructura del enlace metálico explica por qué los metales pueden deformarse sin romperse: cuando reciben un golpe, la nube de electrones se redistribuye instantáneamente, manteniendo la cohesión entre los cationes que han cambiado de posición.

Formulación y nomenclatura inorgánica: fundamentos

La formulación y nomenclatura es el conjunto de reglas para establecer la fórmula química de una sustancia y nombrarla correctamente. Para formular compuestos necesitamos conocer los símbolos de los elementos y sus números de oxidación.

El número de oxidación representa el número de electrones que un átomo habría perdido o ganado si el compuesto fuera perfectamente iónico. Siempre tiene un signo (positivo o negativo).

Algunos números de oxidación importantes:

• Grupo 1 (Li, Na, K...): +1
• Grupo 2 (Be, Mg, Ca...): +2
• Grupo 13 (B, Al...): +3
• Grupo 16 (O, S...): -2
• Grupo 17 (F, Cl...): -1
• Hidrógeno (H): +1 (con no metales) o -1 (con metales)

En la nomenclatura estequiométrica (de composición) trabajamos con dos formas:

1. Usando prefijos multiplicadores (mono-, di-, tri-, tetra-, penta-...) que indican el número de átomos de cada elemento
2. Expresando el número de oxidación en números romanos entre paréntesis

Para las sustancias simples, la fórmula consiste en el símbolo del elemento, que se nombra igual que el elemento: Na (sodio), Fe (hierro), C (carbono), He (helio).

Para las sustancias moleculares, la fórmula incluye un subíndice que indica el número de átomos en la molécula: O₂ (dioxígeno), P₄ (tetrafósforo).

💡 En toda formulación química debe cumplirse que la suma de las cargas positivas y negativas es cero en los compuestos neutros, es decir, los números de oxidación se compensan.

Compuestos binarios: óxidos, peróxidos e hidruros

Los óxidos son combinaciones del oxígeno (nº oxidación -2) con otro elemento que actúa con número de oxidación positivo.

Para formularlos:

1. Se escribe el elemento con nº oxidación positivo a la izquierda y el oxígeno a la derecha
2. Se intercambian los números de oxidación como subíndices
3. Se simplifica si es posible

Ejemplos:

• Aluminio $+3$ y oxígeno $-2$: Al₂O₃
• Calcio $+2$ y oxígeno $-2$: CaO (simplificado)

Para nombrarlos usamos:

• Con prefijos multiplicadores: "trióxido de dialuminio"
• Con números romanos: "óxido de aluminio(III)"

Los peróxidos contienen el ión peróxido O₂²⁻. Se nombran como "peróxido de..." seguido del elemento, indicando su número de oxidación si tiene más de uno. Ejemplo: Na₂O₂ (peróxido de sodio)

Los hidruros metálicos combinan hidrógeno $-1$ con un metal. Se formulan escribiendo el metal a la izquierda, intercambiando los números de oxidación. Ejemplo: Al³⁺ + H⁻ → AlH₃

Para compuestos binarios del hidrógeno con elementos de los grupos 13-15, existen nombres especiales:

• BH₃: borano (o trihidruro de boro)
• NH₃: amoniaco (o trihidruro de nitrógeno)

💡 Cuando el oxígeno se combina con halógenos (grupo 17), se escribe primero el oxígeno. Ejemplo: OF₂ se nombra "difluoruro de oxígeno", no como un óxido.