Post on 07-Jun-2015
ESTRUCTURA ATÓMICA
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
OBJETIVOSOBJETIVOS
Unidad I. Estructura Atómica.
A nivel de conocimiento declarativo• Desarrollo de la evolución de la teoría atómica.• Modelo Atómico de Bohr.•Sistema periódico actual y clasificación de los elementos dentro de la misma.• Radio atómico, radio iónico, potencial de ionización y electronegatividad.
A nivel de conocimiento de procedimientos• Identificación de experimentos que se desarrollaron hasta
llegar a los diferentes modelos atómicos.• Adquirir nociones básicas de la teoría atómica actual.• Manejar la clasificación de o çatomos de acuerdo a su
configuración electrónica.• Reconocer propiedades periódicas de los elementos
clasificados en la tabla periódica.A nivel de conocimiento de actitudes• Aplicación de los Principios y Leyes Fundamentales de la Química.
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Teoría Atómica
• Siglo V a.C, el filósofo griego Demócrito expresó la idea de
que toda la materia estaba formada por muchas partículas
pequeñas e indivisibles que llamó átomos (que significa
indivisible e indestructible).
• En 1808, un científico inglés, el profesor John Dalton,
formuló una definición precisa de las unidades indivisibles
con las que está formada la materia y que llamamos
átomos.
TEORÍA ATÓMICATEORÍA ATÓMICAUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
1. Toda la materia está compuesta de pequeñas unidades
indivisibles llamadas átomos.
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí y
tienen la misma masa.
3. Los átomos de diferentes elementos son distintos entre sí
y tienen distinta masa.
La Teoría de Dalton (1766-1844)
TEORÍA ATÓMICATEORÍA ATÓMICAUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
La Teoría de Dalton (1766-1844)
4. Cuando los átomos se combinan para formar un
compuesto químico, o cuando éste se separa en sus
elementos que lo componen, los átomos siempre
mantienen su identidad, es decir, los átomos no se
transforman, mantienen sus características.
5. Cuando los átomos se combinan, lo hacen en una
proporción de números enteros y pequeños.
TEORÍA ATÓMICATEORÍA ATÓMICAUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
La Estructura del Átomo
Átomo: unidad básica de un elemento que puede
intervenir en una combinación química.
Una serie de investigaciones (1850- siglo XX) demostró
claramente que los átomos poseen una estructura interna,
es decir, que están formados por partículas aún más
pequeñas, llamadas partículas subatómicas.
Estas partículas son: electrones, protones y neutrones.
ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICAUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
El electrón
1890 estudio de la radiación, la emisión y
transmisión de la energía a través del espacio en forma de
ondas.
Se utilizó un tubo de rayos catódicos: consta de un
tubo de vidrio del cual se ha evacuado casi todo el aire.
Si se colocan dos placas metálicas y se conectan a
una fuente de alto voltaje, la placa con carga negativa,
llamada cátodo, emite un rayo invisible.
ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICAUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Carga del electrón: -1.76 x 108 C/gMasa del electrón: 9.10 x 10-28 g
• Este rayo catódico se dirige hacia la placa con carga
positiva, llamada ánodo. Cuando dicho rayo alcanza el
extremo, cubierto de una manera especial, produce una
fuerte fluorescencia o luz brillante.
ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICA
• Debido a que los rayos catódicos son atraídos por la
placa con carga positiva y repelidos por la placa con
carga negativa, deben consistir en partículas con carga
negativa. Estas partículas con carga negativa se conocen
como electrones.
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICA
a. En un tubo de rayos catódicos, los electrones se desplazan del electrodo negativo (catódo) al electrodo positivo (ánodo). b. Fotografía de un tubo de rayos catódicos que contienen una pantalla fluorescente para mostrar la trayectoria de los rayos. c. La presencia de un imán desvía la trayectoria de los rayos catódicos.
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Los átomos contienen electrones y son eléctricamente
neutros. Para esto, debe contener el mismo número de
cargas positivas y negativas.
Thomson propuso el “modelo del Pudín de pasas”
El Protón y el Núcleo
ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICA
Modelo atómico del “pudín de pasas” de J.J. Thomson. Él imaginaba a los pequeños electrones (masa 9.10 x 10-28
g) incrustados en el átomo como pasas en un pudín o semillas en una sandía. Ernest Rutherford demostró que este modelo era erróneo.
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICA
Experimento de Rutherford, realizado en 1910.
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
• Rutherford realizó experimentos utilizando un nuevo modelo de átomo.
Protón
Neutrón
Los protones y neutrones de un átomo están confinados en el núcleo, que es extremadamente pequeño. Los electrones forman una “nube” alrededor del núcleo.
ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICAUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICA
Modelo de Bohr
Bohr supuso, inicialmente, que los electrones se movían en orbitas circulares alrededor del núcleo.
Se basó en tres postulados:
1. Sólo están permitidos órbitas con ciertos radios, correspondientes a ciertas energías definidas, para los electrones de un átomo.
2. Un electrón en una órbita permitida tiene una energía específica y está en un estado de energía “permitido”.
3. Un electrón sólo emite o absorbe energía cuando pasa de un estado permitido de energía a otro. Esta energía se emite o se absorbe en forma de fotón, E= hv.
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICA
Limitaciones del modelo de Bohr
• Ofrece una explicación del espectro de líneas del átomo
de hidrógeno, pero no de otros.
• Describe al electrón como una partícula que da vueltas
alrededor del núcleo, lo que presenta un problema.
El electrón presenta propiedades ondulatorias.
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Lo más importante del modelo de Bohr, aplicado al
modelo vigente:
• Los electrones sólo existen en ciertos niveles de
energía, que se describen con números cuánticos.
• En el movimiento de un electrón, de un nivel a otro,
interviene energía.
ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICAUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICA
Los electrones en los átomos
Átomo de hidrógeno:
Posee un electrón que está en el primer nivel de
energía.
Ionización
Si un átomo recibe la energía suficiente, se le puede
arrancar uno o más electrones Energía de
ionización, energía necesaria para extraer un electrón
de un átomo gaseoso en su estado basal.
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICA
Átomos de Bohr y electrones de valencia
Número máximo de electrones (población) 2(n)2
• Primer nivel de energía: la población máxima es 2.
• Segundo nivel de energía: la población máxima es 8.
• Tercer nivel de energía: el número máximo de
electrones es 18.
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICA
Ejemplo, el átomo de hidrógeno posee un solo protón, por
lo tanto un solo electrón, que entra en el primer nivel de
energía.
He, 2 protones en el núcleo (y dos neutrones) y dos
electrones en el primer nivel de energía.
Li, 3 electrones
C, 6 electrones
N, 7 electrones
Li 2ē 1ē Electrón de Valencia
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICA
El átomo de sodio tiene 11 electrones
Na 2ē 8ē 1ē
Átomo de sodio Na
Na 2ē 8ē
Ion sodio Na+
Ejercicios. Construya el diagrama de Bohr para:a) El átomo de flúor y el ion fluoruro, F-;b) el átomo de fósforo y el ion fosfuro, P3-.
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Representación atómica:
Z = Número atómico = número de protones (nº p). Si es átomo neutro = número de electrones (nº e).
A = Número másico = protones + neutrones (nº p + nº n)
A - Z = número de neutrones (nº n)
A =Z =nº p =nº e =nº n =
209
209 - 83 = 126
83
8383
A
ZX
83 Bi209
Ejemplo:
ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICAUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Anión (exceso de 1e)A =Z =nº p =nº e =nº n =
35 Br -79
7935
35Z + 1 = 35 + 1 = 3679 - 35 = 44
Catión (pérdida de 2e)A =Z =nº p =nº e =nº n =
12 Mg 2+24
2412
12Z - 2 = 12 - 2 = 10
24 - 12 = 12
ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICAUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Un elemento X posee 11 protones y 12 neutrones. Determine A, Z, nº e y represente el elemento.
A = 11 + 12 = 23Z = 11 nº e = 11
X23
11
Con una tabla periódica, determine cuál es el elemento.
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICAUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
• Son los elementos que poseen igual Z y distinto A.
• Son elementos que difieren en su masa.
• Se refieren a átomos de un mismo elemento.
Ejemplo: 6C12 6C14
Isótopos
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICAUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Modelo mecanocuántico del átomo
Se sustituyó el modelo atómico de Bohr por modelos más
refinados.
La propuesta de de Broglie demostró que los
electrones muestran propiedades de ondas, además de
propiedades de masa. (Premio Nobel de Física 1929)
La ecuación de onda de Schrödinger formuló una
ecuación probabilística que incluía las propiedades de onda,
la naturaleza de la partícula y las restricciones cuánticas de
un electrón. (Premio Nobel de Física 1933).
ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICAUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICA
Regiones de alta probabilidad representan niveles de
energía menos definidos y regiones denominadas
subniveles o subcapas.
Cada subnivel contiene uno o más orbitales
Cada orbital es una función matemática que corresponde
al interior de un átomo ocupada por un máximo de 2
electrones con espín opuesto.
Orbital s Orbital p
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICA
Mecánica cuántica compleja teoría que permite
calcular la probabilidad de encontrar un electrón en un
átomo.
Mediante aportes de notables científicos como:
Einstein, Planck, de Broglie, Bohr, Schrödinger y
Heinsenberg.
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Ecuación de Schrödinger
Incorpora tanto el comportamiento de partícula, en
términos de masa, m, como el de onda, en términos de una
función de onda, (psi), que depende de la ubicación del
sistema en el espacio.
Especifica los estados de energía que puede aceptar un
electrón del átomo de hidrógeno e identifica funciones de
onda ().
MODELO MECANOCUÁNTICOMODELO MECANOCUÁNTICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
El concepto de órbita se sustituye por el de orbital atómico
Orbital Atómico se considera como la función de onda
del electrón de un átomo.
MODELO MECANOCUÁNTICOMODELO MECANOCUÁNTICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Los números cuánticos
Son necesarios tres números
cuánticos:• el número cuántico principal• el número cuántico del momento
angular• el número cuántico magnético
Derivan de la ecuación de Schrödinger
Cuarto número cuántico, describe el comportamiento de un determinado electrón.
MODELO MECANOCUÁNTICOMODELO MECANOCUÁNTICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
MODELO MECANOCUÁNTICOMODELO MECANOCUÁNTICO
Número cuántico principal (n):
puede tomar valores enteros: 1, 2, 3, etc.
define la energía de un orbital.
está relacionado con la distancia promedio entre un
electrón y el núcleo. Por lo tanto, a mayor n, el orbital es
más grande.
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Número cuántico del momento angular (l):
expresa la forma de los orbitales.
dependen del valor asignado al número cuántico
principal, n.
l tiene todos los enteros posibles desde 0 hasta (n -1).
Ejemplo. Para n = 1, l tiene un solo valor posible: l = 0
si n = 2, l puede tener dos valores: 0 y 1
si n = 3, l puede tener tres valores: 0, 1 y 2.
MODELO MECANOCUÁNTICOMODELO MECANOCUÁNTICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
l 0 1 2 3 4 5
Nombre orbital
s p d f g h
Por lo tanto, si l = 0, se tiene un orbital s;si l = 1, se tiene un orbital p.
MODELO MECANOCUÁNTICOMODELO MECANOCUÁNTICO
el valor de l se designa con la letras s, p d,... de la
siguientes forma:
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
El conjunto de orbitales que tienen el mismo valor de n,
se conoce como nivel o capa.
Los orbitales que tienen los mismos n y l, se conocen
como subnivel o subcapa.
Ejemplo.
El nivel con n = 2 está formado de dos subniveles (l = 0 y 1)
y corresponden a subniveles 2s y 2p.
2 representa el valor de n
s y p representan el valor de l (0 y 1).
MODELO MECANOCUÁNTICOMODELO MECANOCUÁNTICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Número cuántico magnético (ml):
describe la orientación del orbital en el espacio.
dependen del valor que tenga el número cuántico del
momento angular.
MODELO MECANOCUÁNTICOMODELO MECANOCUÁNTICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
n l ml Nº de orbitales
Designación de los orbitales
1 0 0 1 1s
2 0 0 1 2s
1 -1, 0, +1 3 2px, 2py, 2pz
3 0 0 1 3s
1 -1, 0, +1 3 3px, 3py, 3pz
2 -2, -1, 0, 1, 2
5 3dxy, 3dyz, 3dxz
3dx2
-y2, 3dz
2
... ... ... ... ...
Relación entre los números cuánticos y los orbitales atómicos
MODELO MECANOCUÁNTICOMODELO MECANOCUÁNTICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Número cuántico del espín del electrón (ms):
dos movimientos posibles:
- en el sentido de las manecillas del reloj,
- en el sentido contrario
estos valores pueden ser +½ ó -½
MODELO MECANOCUÁNTICOMODELO MECANOCUÁNTICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Configuración electrónica los cuatro números cuánticos son suficientes para identificar
por completo en electrón.
Ejemplo. Determinar (n, l, ml, ms) para un orbital 2s
(2, 0, 0, +½) ó
(2, 0, 0, -½)
MODELO MECANOCUÁNTICOMODELO MECANOCUÁNTICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Ejercicio. Escriba los cuatro números cuánticos para un
electrón situado en el orbital 3p.
n = 3
l, representa al orbital p, y tienen tres valores posibles: -1, 0,
+1
Ms, puede ser +½ ó -½
Por lo tanto, se concluye que:
(3, 1, -1, +½) (3, 1, -1, -½)
(3, 1, 0, +½) (3, 1, 0, -½)
(3, 1, +1, +½) (3, 1, +1, -½)
MODELO MECANOCUÁNTICOMODELO MECANOCUÁNTICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Para un átomo de hidrógeno, que solo posee un electrón, el sistema es muy simple.
Para átomos polielectrónicos es necesario conocer la configuración electrónica.
Manera en que están distribuidos los electrones entre los distintos orbitales atómicos
Ejemplo.
1s1
Número de electrones en el orbital o subnivel
Número cuántico del momento angular l (forma)
Número cuántico principal, n
MODELO MECANOCUÁNTICOMODELO MECANOCUÁNTICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Diagrama de orbital muestra el espín del electrón.
Ejemplo. H
1s1
MODELO MECANOCUÁNTICOMODELO MECANOCUÁNTICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Principio de exclusión de Pauli no es posible que dos
electrones de un átomo tengan los mismos números
cuánticos.
Sólo dos electrones pueden coexistir en un orbital y con
espines opuestos.
Ejemplo. He
1s2 1s2 1s2 “Uno s dos”
MODELO MECANOCUÁNTICOMODELO MECANOCUÁNTICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Ejercicios.
Escriba la configuración electrónica y el diagrama de orbital
de los siguientes elementos :
B, Ni, As, I, Fe, Zn.
1s2s 2p3s 3p 3d4s 4p 4d 4f5s 5p 5d 5f6s 6p 6d 7s 7p
Orden de llenado de los subniveles atómicos, en un átomo polielectrónico.
MODELO MECANOCUÁNTICOMODELO MECANOCUÁNTICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
• La teoría atómica de Dalton (1803) afirmaba que los átomos son
indestructibles. Sin embargo, no mencionó partícula subatómica
alguna.
• Thomson (1904) comprobó la existencia de los electrones y
reconoció la existencia de una parte positiva y una parte negativa
en el átomo.
• Rutherford (1911) llegó a la conclusión de que toda carga positiva
y, prácticamente, toda la masa del átomo está en el núcleo.
• Bohr (1913) visualizó a los electrones girando alrededor del núcleo
en “órbitas específicas” circulares.
• Schrödinger (1926) formuló ecuaciones que proporcionan
probabilidades de localización de electrones.
Resumen
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
TABLA PERIÓDICAPROPIEDADES Y CLASIFICACIÓN
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Tabla Periódica
• Tabla en la que se encuentran agrupados los elementos que tienen propiedades químicas y físicas semejantes.
• Más de la mitad de los elementos se conocieron entre 1800 y 1900. Actualmente se conocen 118, 83 de los cuales se encuentran en la tierra en forma natural.
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
• Los elementos están acomodados de acuerdo con su
número atómico (que aparece sobre el símbolo de
elemento), en filas horizontales, llamadas períodos, y en
columnas verticales, conocidas como grupos o familias, de
acuerdo con sus semejanzas en las propiedades químicas.
TABLA PERIÓDICATABLA PERIÓDICAUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
1
2
3
4
5
6
7
6
7
1A
2A 3A 4A 5A 6A 7A
8A
Metales
Alcalinos
Metales
Alcalinos-Térreos
Elementos de Transición
Halógenos
Gases
Nobles
Lantánidos
Actínidos
Grupos
Períodos
3B 4B 5B 6B 7B8B
1B 2B
Elementos
Representativos
Elementos
Representativos
Elementos de Transición Interna
TABLA PERIÓDICATABLA PERIÓDICA
Algunos grupos de elementos tienen nombres especiales:
• Los elementos del grupo 1A (Li, Na, K, Rb, Cs y Fr) se
llaman metales alcalinos.
• Los elementos del grupo 2A (Be, Mg, Ca, Sr, Ba y Ra) se
llaman metales alcalinotérreos.
TABLA PERIÓDICATABLA PERIÓDICAUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
• Los elementos del grupo 7A (F, Cl, Br, I y At) se
conocen como halógenos.
• Los elementos del grupo 8A (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn)
son los gases nobles.
TABLA PERIÓDICATABLA PERIÓDICAUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Moléculas y iones
• Sólo los seis gases nobles del grupo 8A de la TP (He,
Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) existen en la naturaleza como
átomos sencillos. Se dice que son gases
monóatómicos.
• La mayor parte de la materia está compuesta por
moléculas o iones formados por los átomos.
TABLA PERIÓDICATABLA PERIÓDICAUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Molécula: agregado de, por lo menos, dos átomos que
se mantienen unidos a través de fuerzas químicas
(llamadas enlaces químicos).
Una molécula puede contener átomos del mismo
elemento o átomos de dos o más elementos, siempre en
una proporción fija.
TABLA PERIÓDICATABLA PERIÓDICAUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Por lo tanto, una molécula no es siempre un compuesto
que, por definición, está formado por dos o más
elementos.
Escuela de EnfermeríaClínica Alemana- UDD
TABLA PERIÓDICATABLA PERIÓDICAUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Metales
• Tienen un lustre brillante; diversos colores, pero casi todos son plateados.
• Los sólidos son maleables y dúctiles
• Buenos conductores del calor y la electricidad
• Casi todos los óxidos metálicos son sólidos iónicos básicos.
• Tienden a formar cationes en solución acuosa.
• Las capas externas contienen poco electrones habitualmente tres o menos.
No Metales
• No tienen lustre; diversos colores.
• Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos.
• Malos conductores del calor y la electricidad.
• La mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias
moleculares que forman soluciones ácidas.
• Tienden a formar aniones en solución acuosa.
• Las capas externas contienen cuatro o más electrones.
Principales Características de Metales y No MetalesPrincipales Características de Metales y No Metales
CLASIFICACIÓN PERIÓDICACLASIFICACIÓN PERIÓDICADE LOS ELEMENTOSDE LOS ELEMENTOS
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
PROPIEDADESPROPIEDADES PERIÓDICASPERIÓDICAS
Radio atómico (RA)
Radio iónico (RI)
Energía de ionización (EI)
Electroafinidad (EA)
Electronegatividad (EN)
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Radio atómico y Radio IónicoRadio atómico y Radio Iónico
Radio atómico. Su valor está sobre la esfera.Radio iónico. Su valor está al lado de la esfera.
PROPIEDADES PERIÓDICASPROPIEDADES PERIÓDICASUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Energía de ionización (EI)
GrupoPeríodo
PROPIEDADES PERIÓDICASPROPIEDADES PERIÓDICASUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Electroafinidad (EA)
Período
PROPIEDADES PERIÓDICASPROPIEDADES PERIÓDICASUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Electronegatividad (EN)
Es la tendencia que tiene un átomo, ión o molécula
para atraer electrones.
Referente al átomo, es la tendencia que tiene para
atraer electrones comprometidos en un enlace.
PROPIEDADES PERIÓDICASPROPIEDADES PERIÓDICASUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
ResumenResumen
PROPIEDADES PERIÓDICASPROPIEDADES PERIÓDICASUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
ENLACE QUÍMICO
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
OBJETIVOSOBJETIVOS
Unidad 2. El Enlace Químico
A nivel de conocimiento declarativo• Desarrollo de Enlaces iónico y covalente.• Polaridad de enlace.• Enlaces metálicos.• Enlaces intermoleculares, puente de hidrógeno.• Consecuencias del enlace químico.
A nivel de conocimiento de procedimientos• Distinción entre enlace covalente e iónico.
A nivel de conocimiento de actitudes• Reconocer de la naturaleza electrostática de la unión
química.
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
Se define como enlace químico a la fuerza que mantiene unidos a los átomos de una molécula.
Los átomos al reaccionar pueden ceder, captar o compartir electrones, dando origen a distintos tipos de enlace.
Enlace IónicoEnlace Covalente
Enlace Covalente ApolarEnlace Covalente PolarEnlace Covalente Coordinado
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Enlace Iónico
• Se caracteriza porque un elemento cede electrones y
otro los capta. La diferencia de EN de estos elementos
debe ser superior a 1,7. Debido a esta diferencia de EN,
la polarización del enlace se hace tan grande que
ambos átomos se ionizan.
Ejemplo: NaCl Na…..Cl
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Enlace Iónico
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Enlace Covalente
Se forma cuando los átomos enlazados aportan igual número de electrones y el par o los pares electrónicos del enlace se encuentra perfectamente compartidos.La diferencia de EN tiene que ser menor que 1,7.
Ejemplo: H2, Cl2, O2, N2, HCl
Longitud de Enlace
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Enlace Covalente
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Enlace Covalente con carácter Iónico (Covalente
Polar)
• Se forma cuando el par de electrones del enlace es
aportado por ambos átomos participantes, sin
embargo, por diferencias de electronegatividades uno
de los átomos atraerá con más fuerza los electrones
del enlace y por lo tanto polarizará el enlace.
Ejemplo: HCl H Cl
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Enlace Covalente Coordinado o Dativo
• Se forma cuando el par de electrones del enlace es
aportado por uno solo de los átomos participantes.
• Para representar este enlace se utiliza una flecha que
va desde el átomo que aporta el par de electrones hasta
el átomo que sólo los comparte.
• Se forma con elementos que no están muy distantes
en la tabla periódica (EN relativamente iguales).
Ejemplo: F3B NH3
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
• En general, si dos átomos enlazados poseen igual
electronegatividad, estarán unidos por un enlace
covalente apolar.
• Electronegatividades menores o iguales a 1,7 el enlace
será covalente polar, si esta diferencia es mayor a 1,7 el
enlace será iónico.
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Fuerzas Intermoleculares (Atracciones Dipolares)
Dipolo-dipolo
Ión-dipolo inducido
I-D
D-DD-D
I-D
D-D
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Enlace o puente de Hidrógeno
Fuerzas Intermoleculares
H2O CH3CH2OH NH3
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
• Una forma simple de representar un enlace químico es
la estructura de Lewis mediante la regla del octeto.
Estructura de Lewis, Regla del Octeto
• Las estructuras de Lewis para los elementos consisten
en representar el símbolo del elemento rodeado de los
electrones de valencia del átomo. Éstos corresponden a
los electrones del último nivel de energía de dicho
átomo.
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
Estructuras de la última capa o nivel de energía para los elementos representativos y gases nobles.
ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
1. Los átomos al reaccionar tienden a completar 8 electrones en su capa de valencia ya sea cediendo, captando o compartiendo electrones (Regla del Octeto). De esta forma
se logra una mayor estabilidad por formación de estructuras electrónicas de gas noble.
2. En los enlaces iónicos, donde hay transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro, el resultado es la formación de iones positivos y negativos.
Ejemplo: Na + Cl Na+ Cl•••
•••
•• •••
•••
••-
Reglas para esquematizar estructuras de Lewis
ESTRUCTURA DE LEWISESTRUCTURA DE LEWISUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
3. En los elementos covalentes hay partición mutua de pares electrónicos entre los átomos enlazados.
Ejemplo: Cl + Cl Cl Cl•••
•••
• •••••
•• •••
•••
• •••••
••
Reglas para esquematizar estructuras de Lewis
ESTRUCTURA DE LEWISESTRUCTURA DE LEWISUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
1. Los átomos de magnesio y cloro forman un enlace iónico.¿Cuál sería la estructura de Lewis si ZMg = 12 y ZCl = 17?
Primero se determina la configuración electrónica para cada átomo.
12Mg = 1s2 2s2 2p6 3s2 Grupo II
17Cl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Grupo VII
Mg2+
Cl•••••
•••--
Cl••
•• ••••
Enlace iónico
ESTRUCTURA DE LEWISESTRUCTURA DE LEWIS
Ejemplo
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
2. Los átomos de carbono y cloro forman un enlace covalente. ¿Cuál sería la estructura de Lewis del tetracloruro de carbono si ZC = 6 y ZCl = 17?
6C = 1s2 2s2 2p2 Grupo IV
17Cl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Grupo VII
ESTRUCTURA DE LEWISESTRUCTURA DE LEWIS
Ejemplo
C •••••
•••••
•••
•••
•• •••
•••
•••
•Cl
ClCl Cl• •
Enlaces Covalentes
•
•
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
3. ¿Cuál será la estructura de Lewis de la unión del
trifluoruro de boro con el amoníaco?
ZB = 5 ; ZF = 9 ; ZN = 7 ; ZH = 1
5B = 1s2 2s2 2p1 Grupo III
7N = 1s2 2s2 2p3 Grupo V
9F = 1s2 2s2 2p5 Grupo VII
1H = 1s1 Grupo I
ESTRUCTURA DE LEWISESTRUCTURA DE LEWIS
Ejemplo
Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.
xx
Enlace Covalente Coordinadoo Enlace Dativo
ESTRUCTURA DE LEWISESTRUCTURA DE LEWISUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología
Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.