UNIVERSIDAD Finis TerraeCarrera de Odontología

Curso de Química General y Orgánica, 2011.-

ESTRUCTURA ATOMICA

Prof. Leonardo Gaete G.

¿Qué estudia la Química?

La Química es la ciencia que estudia la composición,

estructura y propiedades de la materia, los cambios

que ésta sufre y la energía involucrada en dichos cambios.

El concepto de átomo

…”la materia está formada por partículas invisibles eindivisibles, las cuales no nacen ni mueren y son

eternas”

A estas partículas las denominaron “átomos”, quesignifica justamente “indivisible”.

El filósofo griego Demócrito (460-370 A.C.), junto con sumaestro Leucipo, fueron los fundadores de la escuela“atomista”.

El concepto de átomo

Los antiguos griegos suponían que existían 4 “elementos”- tierra, aire, fuego y agua- que podían producirtodas las demás sustancias si se combinaban enlas proporciones correctas.

Su concepto de “elemento” era similar al actual, peronosotros sabemos que existen más de 100 elementosquímicos, los cuales -en diferentes combinaciones –componen toda la materia que existe sobre la tierra.

ESTRUCTURA ATÓMICA : elementos y compuestos

La materia está constituida porELEMENTOS QUIMICOS

o por combinaciones de elementosque se denominan

COMPUESTOS

ELEMENTOSHidrógeno= HOxígeno= OCalcio=CaCloro=Cl

COMPUESTOSagua H2O

óxido de calcio CaOácido clorhídrico HCl

cloruro de calcio CaCl2

• Los elementos están constituidos por ATOMOS,que corresponden a las partículas más pequeñas

que pueden existir.

ESTRUCTURA ATÓMICA

• (John Dalton, 1807)

• Todos los átomos de un elemento son idénticos.

• Los átomos de elementos diferentes tienenmasas diferentes.

• Un compuesto es una combinación específicade átomos de diferentes elementos

El átomo de un elemento se diferencia de otroen el número de protones

ESTRUCTURA ATOMICA

el HIDROGENO tiene 1 solo protón,

el HELIO tiene 2 protones,

el LITIO tiene 3 protones...

y así sucesivamente hasta llegar al último elementoque tiene 116 protones, y que es el UNUNHEXIO.

El modelo de Thomson

Dalton imaginó los átomos como esferas sin rasgos sobresalientes

(como bolas de billar). Hoy en día se sabe que los átomos tienen

una “estructura interna”: ellos están constituídos por partículas

aún más pequeñas denominadas “partículas subatómicas”.

La primera evidencia experimental de la “estructura interna” del

átomo fue el descubrimiento del electrón por el físico británico

Joseph John Thomson (1856-1940). El electrón es una partícula

subatómica de carga (-). Robert Millikan, un físico norteamericano,

determinó la carga del electrón, que corresponde a 1,602 x 10-19

coulombs. Su masa es 9,1 x 10-31 Kg.

Thomson recibió el Premio Nobel de Física en 1906

El modelo de Thomson

A pesar de los electrones con carga (-), los átomos no poseen carga.Por lo tanto, a comienzos del siglo XX los científicos suponían que elátomo debía contener suficiente carga (+) para anular la carga (-).

Thomson sugirió un modelo del átomo como una esfera uniforme concarga positiva distribuída homogeneámente, con los electronesembebidos en ella como las pasas en un pastel.

El modelo de Rutherford (1911)

Experimentos realizados por Lord Ernest Rutherford (1871-1937) ysus estudiantes Hans Geiger y Ernest Marsden, bombardeando unalámina de platino con partículas α (núcleos de He), llevaron aRutherford a proponer el siguiente modelo:

Rutherford recibió el Premio Nobel de Química en 1908.

• el núcleo es un centro puntual, muy pequeño, de alta densidad, yque contiene la carga positiva (los protones).

• la envoltura es un gran espacio vacío que rodea al núcleo ydonde están distribuidos los electrones de carga negativa.

• la carga positiva del núcleo anula exactamente la carga negativade los electrones circundantes.

Estructura atómica : partículas subatómicas

protones (p+)núcleo neutrones (n0)

otras partículas subatómicas

envoltura : electrones (e-)

átomo

los electrones se distribuyenen el espacio alrededor

del núcleo, en distintos nivelesde energía, llamados orbitales.

núcleo: cuerpo central diminuto y denso,con carga positiva.

ESTRUCTURA ATÓMICA : partículas subatómicas

PARTICULA SIMBOLO CARGA MASA (Kg)ELECTRICA

protón p+ +1 1,67 x 10-27

neutrón n0 0 1,67 x 10-27

electrón e- -1 9,11 x 10-31

• la carga de un protón corresponde a 1,602 x 10-19 coulombs y se leasigna el valor +1

Otras Partículas Sub-atómicas

positrón 10 X 10-28 g (+) Estable

neutrino 10-5 veces < e- (0)

anti-protón 2 X 10-24 g (-) Inestable

mesones 1 X 10 -13 g (+) o (-) Inestable

Nombre Masa Carga

El número atómico, representado por la letra Z,corresponde al NUMERO DE PROTONES, y es el que confiere

la identidad al elemento

A la suma de Protones y Neutrones se le denominaNúmero Másico, representado por la letra A.

A = p+ + n0

Si X representa a un elemento, tenemos: XZ

A

Estructura atómica :

Número atómico y Número másico

Estructura atómica : Número atómico y Número másico

Nitrógeno 7 N

Hidrógeno 1 H 1

14

Potasio 19 K39

Estroncio 38 Sr 88

Mercurio 80 Hg200

: 1 protón

: 7 protones7 neutrones

: 19 protones20 neutrones

: 38 protones50 neutrones

: 80 protones120 neutrones

Estructura atómica : Isótopos

En la naturaleza, los elementos se presentan como isótopos,que corresponden a átomos del mismo elemento, pero condiferente masa.Esto significa que difieren en el número de neutrones.

El Hidrógeno no tiene neutrones:

H13

H11

H12

El Deuterio tiene 1 neutrón:

El Tritio tiene 2 neutrones:

Isótopos: son elementos que tienen el mismo número atómico (Z)pero distinto número másico (A).

233

U92

141 nº

235

U92

143 nº

238

U92

146 nº

239

U92

147 nº

Isótopos: todos poseen 92 protones (Z= 92) pero poseen distinto númerode neutrones. Todos son átomos de un mismo elemento.

El modelo de Niels Bohr (1885-1962), físico danés,Premio Nóbel de Física en 1922:

• los electrones giran en torno al núcleo en órbitascirculares permitidas, que poseen niveles discretos ycuantizados de energía.Hoy se sabe que los electrones NO giran en órbitas.

• los electrones pueden saltar de un nivel electrónicoa otro, sin pasar por estados intermedios.

• el salto de un electrón de un nivel a otro implicaemisión o absorción de energía en forma de fotones,cuya energía corresponde a la diferencia de energíaentre ambas órbitas.

Teoría atómica : los electrones

Modelo de BohrEl aporte de Bohr: los electrones están en diferentes

y determinados niveles de energía (permitidos),pero los electrones no giran en órbitas.

Principio de incertidumbre de Heisenberg:

“ es imposible conocer simultáneamente la posición y lavelocidad del electrón”.

La mecánica ondulatoria o cuántica:

“ todo corpúsculo material tiene asociado una onda”...así el electrón puede ser onda y partícula.

Teoría atómica moderna : los electrones

SCHRÖDINGER (1926) desarrolla una ecuación matemáticapara la localización de los electrones en un átomo. Esta nosindica la PROBABILIDAD de localización de los electrones.

Se llega al concepto de ORBITALES, que representan laslocalizaciones donde existe la MAYOR PROBABILIDAD de

encontrar un electrón.

Cada electrón de un átomo queda definido a travésde 4 “números cuánticos”.

Teoría atómica moderna : orbitales

1. NUMERO CUANTICO PRINCIPAL: “n”

TEORIA ATOMICA : los electrones

especifica el nivel de energía potencial( relacionado con la distancia al núcleo)

son números enteros: 1, 2, 3, 4….

2. NUMERO CUANTICO AZIMUTAL: “l” (ele)

TEORIA ATOMICA : los electrones

especifica el subnivel de energía

son números enteros: 0, 1, 2, 3(va desde 0 a n-1) “n”: número cuántico principal

indica la forma del orbital:

l = 0 orbital s l = 1 orbital p l = 2 orbital d l = 3 orbital f

3. NUMERO CUANTICO MAGNETICO: “m”

• especifica los orbitales individuales dentrode un subnivel

TEORIA ATOMICA : los electrones

tiene valores que van entre –l y +l , incluyendo el cero“l” : número cuántico azimutal

indica la orientación del orbital en el espacio.

4. NUMERO CUANTICO DE SPIN: “s”

• especifica la dirección de la rotación delelectrón o “spin”

• tiene los valores - 1/2 o +1/2.

TEORIA ATOMICA : los electrones

“l”“n”Nivel de energía Subnivel Forma Orientación

l=0 s m=0n = 1“m”

1s(2)

l=1 p

l=0 s m=0

m=+1m=0m=-1

n = 22s

2p(8)

l=2 d

l=1 p

l=0 s

m=-2 m=-1 m=0 m=+2m=+1

m=0

n = 3 m=-1 m=0 m=+1

3s

3p

3d

(18)

TEORIA ATÓMICA : los electrones

TEORIA ATÓMICA : los electrones

n = 4

l=0 s

l=1 p

l=2 d

l=3 f

m=0

Nivel Subnivel Forma Orientación

m=-1 m=0 m=+1

m=-2 m=-1 m=0 m=+1 m=+2

m=-3 m=-2 m=-1 m=0 m=+1 m=+2 m=+3

4s

4p

4d

4f

(32)

Si n=1.... l=0 ... m=0

el orbital es s (1s)

TEORIA ATOMICA : los orbitales s y p

Si n=2 hay l=0 y l=1

si l=0: m=0: orbital s (2s)

si l=1: m puede ser: -1, 0 y +1 :

m = -1orbital px

m = 0orbital py

m = +1:orbital pz

TEORIA ATOMICA : los orbitales s y p

TEORIA ATOMICA : los orbitales d

TEORIA ATOMICA : los orbitales f

CONFIGURACION ELECTRONICA

Corresponde a la distribución de los electronesen los orbitales, en torno al núcleo.Ocurre de acuerdo a ciertas reglas:

1. PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI“ Un orbital puede contener máximo 2 electrones y éstos deben

ser de spin diferente”

2. REGLA DE HUND“ Los electrones van ocupando los orbitales de menor a mayor

energía”

Si los orbitales disponibles son de igual energía, los electrones vanquedando desapareados.”(Esta disposición es más estable porque en los subniveles quedan losespines paralelos)

Principio de construcción de Aufbau:El llenado de los niveles con los electrones, se realiza en orden

de energía creciente.Nivel

Sub-nivel1

2

3

4

5

6

7

Pero no es como dicelo teórico:4s antes que 3d5s antes que 4d6s antes que 4f y 5d7s antes que 5f y 6d

La configuración electrónica del carbono (Z= 6) es

Configuración electrónica

1s 2s 2p 1s 2s 2px 2py2 2 1 12 2 2

y NO 1s2 2s2 2px2

Esta configuración cumple el principio de exclusiónde Pauli y la regla de Hund.

Al ocupar 2 orbitales 2p, px y py los electrones quedancon sus espines paralelos.

y NO

CONFIGURACION ELECTRONICA: “anomalías”

La configuración electrónica del potasio (Z= 19) es :

1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 4s2 2 2 2 2 2 2 2 2 1

El orbital 4s se llena antes que el orbital 3d.

Calcio (Z=20)

1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 4s2 2 2 2 2 2 2 2 2 2

Escandio (Z=21)

1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s2 3d1

Tabla periódica de los elementos : metales y no metales

Metales:• poseen brillo metálico (no todos)• son maleables (forman láminas)• son dúctiles (forman alambres)• conducen el calor y la corriente eléctrica• son sólidos a temperatura ambiente, excepto Hg, Ga, Cs y Fr• tienen tendencia a perder electrones en las reacciones químicas

No metales:• no poseen brillo• no son maleables ni dúctiles• son malos conductores del calor y de la corriente eléctrica• varios son gases a la temperatura ambiente, en forma demoléculas diatómicas (H2, N2, O2, F2, Cl2). El Br2 es líquido yel I2 es un sólido volátil. Los demás son sólidos

• tienen tendencia a ganar electrones en las reacciones químicaso a compartir electrones

SISTEMA PERIODICO

Está organizado en Periodos y Grupos

Los Periodos son a las lineas horizontales ycorresponden a los NIVELES DE ENERGIA

(número cuántico principal)

Periodo 1 : 2 elementosPeriodo 2 : 8 elementosPeriodo 3 : 8 elementosPeriodo 4 : 18 elementosPeriodo 5 : 18 elementosPeriodo 6 : 32 elementos

Los elementos se ordenan en forma creciente de susnúmeros atómicos (Z).

Cada periodo comienza con un elemento que poseeuna configuración electrónica en su nivel más externo

n s1

y termina con un elemento denominado gas nobleque posee los orbitales n p completos (n p6)

Por ejemplo, el periodo 3

comienza en sodio 11Na : 3s1 (último nivel)

termina con argón 18Ar : 3s2 3p6 (último nivel)

Sistema periódico de los elementos : periodos

El primer nivel o primer periodo (máximo 2 electrones)

comienza con Hidrógeno (H) (Z=1), que tiene un solo electrón :1s1

y termina con el gas noble Helio (He) (Z=2), con 2 electrones: 1s2

El segundo nivel o segundo periodo (máximo 8 electrones)

comienza con Litio (Li)(Z=3), con 3 electrones,

quien tiene la configuración del gas noble anterior (He) más 2s1

1s2 2s1 o [He] 2s1

y termina con el gas noble Neón (Ne) (Z=10), con 10 electrones

1s2 2s2 2p6

SISTEMA PERIODICO

El tercer nivel o tercer periodo (máximo 18 electrones)

continua con el Sodio ( Na ) (Z=11), con 11 electrones,

que tiene la configuración del gas noble anterior (Neón) más 3s1 :

1s2 2s2 2p6 3s1 o [Ne] 3s1

Este nivel termina con el gas noble Argón (Ar)(Z=18) que es:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

SISTEMA PERIODICO

En el CUARTO nivel, los 2 primeros elementos,potasio (19K) ycalcio (20Ca) llenan los orbitales 4s antes que los 3d.

A partir del escandio (21Sc), comienzan a llenarse los orbitales 3d,los cuales se completan en el zinc (30Zn), teniendo el orbital 4s lleno.

SISTEMA PERIODICO

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p2 2 6 2 6 10 2 6

Estos elementos, desde el Sc al Zn se llamanELEMENTOS DE TRANSICION.

Entre el galio (31Ga) y el gas noble kriptón (36Kr), se completan losorbitales 4p.

En el QUINTO nivel, los 2 primeros elementos, rubidio (37Rb) y

estroncio (38Sr) llenan los orbitales 5s antes que los 4d.

A partir del itrio (39Y), comienzan a llenarse los orbitales 4d, los cuales se

completan en el cadmio (48Cd).

Estos elementos, desde el Y al Cd se constituyen la segunda serie de

ELEMENTOS DE TRANSICION.

Entre el indio (49In) y el gas noble xenón (54Xe), se completan los

orbitales 5p.

SISTEMA PERIODICO

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 5s 5p2 2 6 2 6 10 2 6 10 2 6

En el SEXTO nivel, los 2 primeros elementos, cesio (55Cs) ybario (56Ba) llenan los orbitales 6s antes que los 5d.

A partir del lantano (57La), debiera comenzar el llenado de losorbitales 5d, pero previo a ello se llenan los orbitales 4f (que estabanvacíos). Estos corresponden a 14 elementos (7 orbitales f, cada unocon 2 electrones)

Estos elementos se conocen como Lantánidos o Lantanoidesy corresponden a ELEMENTOS DE TRANSICION INTERNA

SISTEMA PERIODICO

Luego se llenan los orbitales 5d y al final, los 6p.

Estos 14 elementos tienen en su capa más externa unaconfiguración similar a la del Lantano, por este motivo les

correspondería estar en el mismo lugar del sistema periódico¡ o sea, todos apilados en el mismo lugar !

Por ese motivo se colocan aparte.

En el SEPTIMO nivel, los 2 primeros elementos, francio (87Fr) yradio (88Ra) llenan los orbitales 7s antes que los 6d.

A partir del actinio (89Ac), debiera comenzar el llenado de losorbitales 6d, pero previo a ello se llenan los orbitales 5f (que estabanvacíos). Estos corresponden a 14 elementos (7 orbitales f, cada unocon 2 electrones)

Estos elementos se conocen como Actínidos o Actinoidesy corresponden a ELEMENTOS DE TRANSICION INTERNA.

SISTEMA PERIODICO

Luego se llenan los orbitales 6d.

Estos 14 elementos tienen en su capa más externa unaconfiguración similar a la del actinio , por este motivo les

correspondería estar en el mismo lugar del sistema periódico¡ o sea, todos apilados en el mismo lugar!

Por ese motivo se colocan aparte.

SISTEMA PERIODICO : GRUPOS

Las columnas verticales se denominanGRUPOS o FAMILIAS.

Todos los elementos de un mismo grupo poseen lamisma configuración electrónica en su nivel más externo,lo que les confiere un comportamiento químico semejante.

Grupo 1 : n s1

Grupo 2 : n s2

Grupo 3 : n s2 np1

Grupo 4 : n s2 np2

Grupo 5 : n s2 np3

Grupo 6 : n s2 np4

Grupo 7 : n s2 np5

Grupo 8 : n s2 np6

(gases nobles)

Grupo I A : ns1 alcalinos: Li, Na, K, Rb, CsGrupo I B : ns1

Grupo II A : ns2 alcalino-térreos: Mg, Ca, Sr, BaGrupo II B : ns2

Grupos III B y III A : ns2 np1

Grupos IV B y IV A : ns2 np2

Sistema periódico : grupos o familias

Grupos V B y V A : ns2 np3

Grupos VI B y VI A : ns2 np4

Grupo VII B : ns2 np5Grupo VII A : ns2 np5 halógenos: F, Cl, Br, I

Grupo VIII B : ns2 np6Grupo VIII A : ns2 np6 gases nobles: He, Ne, Ar, Kr, Xe

1. elementos representativos: elementos de los grupos I A a VII A(o grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 y 17)

configuración electrónica externa entre ns1 y ns2 np5

subniveles anteriores completos.

2. gases nobles: elementos del grupo VIII A o 18.

configuraciones ns2 para el Helio y ns2 np6 para losdemás (niveles completos)

3. elementos de transición (sus últimos electrones llenan orbitales d)y de transición interna (sus últimos electrones llenan orbitales f)

grupos I B al VIII B (grupos 2 al 10)

Clasificación de los elementos según su configuración electrónica

(n = período o número cuántico principal del nivel más externo)

Las propiedades físicas de los elementos varíanperiódicamente,al aumentar el número atómico.

Esto es una consecuencia de la variación en suconfiguración electrónica.

1. radio atómico

2. potencial o energía deionización

3. electroafinidad

4. electronegatividad

Propiedades periódicas: propiedades físicas y radio atómico

Propiedades periódicas : radio atómico

• disminuye en un periodo hacia la derecha (porque al aumentar lacarga del núcleo en un mismo periodo, los electrones son atraídoscon mayor fuerza).• aumenta en un grupo hacia abajo (porque en cada nuevo periodo,los electrones externos ocupan niveles más alejados del núcleo).

Se define como la mitad de la distancia que separa dos núcleos deun mismo elemento unidos por enlace covalente simple.

Es la energía necesaria para extraer un electrón de un átomo enestado gaseoso.

Cuesta más quitarle un electrón al fluor que al litio (igual periodo).

Cuesta menos quitarle un electrón al sodio (período 3) que al litio(periodo 2).

Propiedades periódicas: potencial o energía de ionización

energía de ionización aumentadisminuye

Propiedades periódicas : electroafinidad

Es la energía que se libera al añadir un electrón a un átomo en estadogaseoso. Mide la atracción de un átomo por un electrón extra.

Al fluor le atrae más tener un electrón extra que al litio (igual periodo).

Al sodio (periodo 3) le atrae menos tener un electrón extra queal litio (periodo 2).

electroafinidad aumenta

disminuye

La electronegatividad es una medida de la capacidad que tiene undeterminado átomo para atraer electrones y es consecuencia del

potencial de ionización y de la electroafinidad.

Propiedades periódicas: electronegatividad

electronegatividad aumenta

disminuye

El fluor (F) es el elemento más electronegativo.

ENLACE INTERATÓMICO

ENLACE IÓNICO

ENLACE METÁLICO

ENLACE COVALENTE

1.- Energía de enlace superior a las 200 Kcal/mol.2.- Distancia de enlace aproximada a los 3 Å.3.- Compuestos conductores de la corriente eléctrica, formados por redescristalinas de iones atraídos por fuerzas de Coulomb, de altos puntos defusión y ebullición, solubles en solventes polares.

ENLACE IÓNICO

Es la unión de iones en redes cristalinas, regida por fuerzas electrostáticas.

Se produce cuando existen las siguientes características:

Diferencia de electronegatividad entre los átomos es superior a 1, 7 u

Las características del enlace iónico son:

1.- Energía de enlace superior a las 200 Kcal/mol.2 Los metales se unen en enlace metálico formandomacromoléculas de átomos organizados en redes cristalinas queconducen la corriente eléctrica y el calor, de altos puntos deebullición, de altas densidades y solubles en ácidos fuertes.El brillo metálico se debe al movimiento del mar de electrones.

ENLACE METÁLICO

Es la unión de cationes organizados en redes cristalinas, con un mar deelectrones que se mueve libremente entre ellos

Las características del enlace metálico son:

1.- Energía de enlace inferior a las 300 Kcal/mol. y varía entre 40 y 300Kcal/mol.2- Ángulos de enlace de acuerdo a la hibridación de orbitales atómicos.3.- Los compuestos con enlaces covalentes no conducen la corrienteeléctrica ni el calor, poseen bajos puntos de fusión y de ebullición y sonsolubles en solventes apolares o de baja polaridad.

ENLACE COVALENTE

Es la unión de dos o más átomos de energías semejantes y se producepor compartición de electrones.

COVALENCIA:Es el compartimiento de valencias; o sea, compartimiento de orbitales ode pares de electrones. Se pueden compartir uno, dos y tres pares deElectrones para formar enlaces covalentes.

Las características del enlace covalente son:

TIPOS DE ENLACES COVALENTES

ENLACE COVALENTE SIMPLE

ENLACE COVALENTE DOBLE O ENLACE DOBLE

ENLACE COVALENTE TRIPLE O ENLACE TRIPLE

ENLACE COVALENTE APOLAR

ENLACE COVALENTE POLAR

ENLACE COVALENTE DATIVO

ENLACE COORDINADO

ENLACE INTERMOLECULAR

ENLACES EN MATERIAS CONDENSADAS, SÓLIDOS YLÍQUIDOS.

UNIONES ION-DIPOLO

UNIÓN PUENTE DE HIDROGENO

UNIONES DIPOLO-DIPOLO

FUERZAS DE VAN DER WAALS

UNIONES ION-DIPOLO

Se producen entre un ion y el polo de carga opuesta de una moléculadipolar.

UNIÓN PUENTE DE HIDROGENO

Es una atracción dipolo-dipolo especial, particularmente fuerte, que seestablece entre el H unido por enlace covalente a fluor, oxígeno y

nitrógeno, y moléculas que poseen flúor, oxígeno y nitrógeno.

H - - O //////// H - - O ¦ ¦

H H //////// O - - H ¦

H

UNIONES DIPOLO-DIPOLO

Se produce entre moléculas dipolares debido a la atracción entrepolos de carga opuesta.

FUERZAS DE VAN DER WAALS

Son las uniones producidas por la atracción de átomos próximosentre sí que tienen sus orbitales de valencia ocupados.