UNIDAD REPASO: Estructura Atómica

PROF. Andrea Mena T. NM4

INTERIOR DE LA MATERIA

PARTICULAS SUBATOMICAS

ELECTRÓN

PROTÓN

NEUTRÓN

1- ELECTRÓNSímbolo e-

¿Cómo se descubrieron? Rayos Catódicos

¿Quién lo descubrió? Thomson

¿Dónde se encuentran? Corteza

2- PROTÓNSímbolo P+

¿Cómo se descubrieron? Rayos Canales

¿Quién lo descubrió? Goldstein

¿Dónde se encuentran? núcleo

3- NeutrónSímbolo n°

¿Cómo se descubrieron? Partículas Alfas

¿Quién lo descubrió? Chadwick

¿Dónde se encuentran? núcleo

Número Atómico y Másico

Número Atómico (Z) Cantidad de protones en el núcleo de cada átomo de un elemento.

Número Másico (A)Cantidad de protones y neutrones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento.

Elemento neutro : p+ = e- Z = p+ A = p+ + n°

Iones

CationesX+

AnionesZ-

Átomos cargados

eléctricamente

Elemento Z A P+ N° E-

Na 11 12

Cl - 36 17

H 1 1

Al+3 27 10

S 16 16

COMPLETAR LA SIGUIENTE TABLA

Modelos Atómicos

Modelos Atómicos

1- Modelo de Thomson

2- Modelo de Rutherford

3- Modelo de Bhor

4- Modelo Mecánico Cuántico

1- Modelo de Thomson

• Modelo denominado “budín de pasas”, plantea un todo, donde los electrones se encuentran en un ambiente cargado positivamente en un mismo espacio otorgándole neutralidad eléctrica

2- Modelo de Rutherford

• Consistió en bombardear una lámina muy fina de oro con un haz de partículas alfa.

1. La masa del átomo se concentra en el núcleo.2. El núcleo del átomo es positivo.3. La mayor parte del átomo es espacio vacío.4. Los electrones deben estar en continuo

movimiento

3- Modelo de BohrPrimer postulado: El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante.

Segundo Postulado: El electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definido por número cuántico, n. Tercer Postulado:

Disposición de los electrones según Bohr

• Se sabe que existe un número máximo de electrones por nivel (2n2), así que por tanto, cada nivel energético alberga un número único de electrones como máximo (principio válido hasta el cuarto nivel energético).

4- Modelo Mecano Cuántico(Estudia el comportamiento del electrón)

Principio Dualidad onda partícula :

-Louis de Broglie - Comportamiento dual de onda ypartícula

Principio de Incertidumbre: -Werner Heisenberg- imposible conocer con exactitud la posición y velocidad de un electrón.

Ecuación de Onda: -Erwin Schrödinger- establece que esta función de onda (ψ)también denominada orbital(Describe probabilísticamente el comportamiento del electrón en el átomo.

Números Cuánticos 1. Número Cuántico Principal (n): Representa la energía del electrón .Si n aumenta, la

energía del electrón también incrementa y la distancia del electrón del núcleo.

Los valores que puede tomar n= (1, 2, 3.....)

2. Número Cuántico Secundario (l): Designa la forma del orbital. Los valores que puede tomar l depende de (n),

l =0 hasta(n-1)

3. Número cuántico magnético (m): Determina la orientación espacial de la nube electrónica en respuesta al campo magnético ejercido por el núcleo atómico.

ml = -l, 0, +l

4- Número cuántico de Spin (s): Corresponde al giro del electrón sobre su propio eje, el cual puede tener dos sentidos, en la dirección de los punteros del reloj y en sentido inverso.

Puede tomar valores +1/2 o –1/2, que también se simboliza con flechas

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Es la distribución de los electrones en los diferentes niveles y orbitales atómicos.

Configuración Electrónica

Principio de exclusión de Pauli

Principio de máxima multiplicidad de

Hund.

Principiode mínima energía.

Se rige por 3 principios

1- Principio de exclusión de Pauli

• Este principio establece que no pueden existir, dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.

1- Principio de exclusión de Pauli

• Este principio establece que no pueden existir, dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.

2-PRINCIPIO DE MAXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND

• Sostiene que en el caso de existir orbitales con mas orientaciones (p, d, f) la distribución de los electrones es a través de espines positivos y luego los negativos.

3- Principio de mínima energía

• Principio de construcción, establece que los orbitales atómicos se llenan de menor a mayor energía. Para determinar este orden se utiliza el diagrama de diagonales.

DIAGRAMA DE DIAGONALES

Pasos para Escribir Configuración electrónica

- Saber el n° de electrones que el átomo tiene. - Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía utilizando regla de las diagonales- Respetar la capacidad máxima de electrones por cada subnivel.

TIPOS DE CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

A- GLOBAL

B- GLOBAL EXTERNA

C-ORBITAL DETALLADO

D- DIAGRAMA DE ORBITALES

a. Global: en ella se disponen los electrones según la capacidad del orbita atómico.

b. Global externa o Resumida: - Se indica en un corchete el gas noble anterior

al elemento configurado. - Posteriormente los niveles y subniveles que no

están incluidos en ese gas noble.

GASES NOBLES

c. Por orbital detallada: se indica la ubicación de los electrones por orbital.

d. Diagrama de orbitales: en este se simboliza cada orbital por un casillero, utilizando las expresiones y para representar la disposición del espín de cada electrón.

ENLACE QUÍMICO

Buscar estabilidad energética

Ganar o perder electrones Compartir electrones

FUERZAS QUE MANTIENEN UNIDOS

A LOS ATOMOS

Enlace Químico

• Es un conjunto de fuerzas que hace posible mantener unidos a los átomos, iones o moléculas, y se producen cuando los átomos comparten o intercambian los electrones de la capa más externa.

Enlace Químico

Enlace Iónico

Enlace Covalente

Enlace Metálico

Estructura de Lewis

• Se creo para poder explicar la estructura de las moléculas y facilitar el estudio de un enlace, el químico Gilbert Lewis, Ideó un sistema de notación de puntos para representar los electrones de valencia.

Pasos para escribir la estructura de Lewis

1- Escribir configuración electrónica y determinar electrones de valencia.

2- Poner alrededor del símbolo químico, los electrones de valencia con puntos o cruces.

(Para distribuir los electrones correctamente, aplicamos la regla de Hund)

- Si los electrones están apareados se anotan dos puntos o cruces juntos.

- Si los electrones están desapareados se anota un punto sólo.

Ejemplo

1- Realizar la estructura de Lewis del Nitrógeno

Ejemplo

1- Realizar la estructura de Lewis del F-

REGLA DEL OCTETO

• Propuesta por Gilbert Lewis y Walther Kossell.

“Cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten electrones deben contener 8 electrones en su ultimo nivel de energía y así adquiera la configuración electrónica de un gas noble”

METALES NO METALES

CEDEN ELECTRONES CAPTAN ELECTRONES

REGLA DEL DUETO

• Cumplen sólo 3 elementos : 1- Hidrogeno2- Litio3- BerilioTienden a completar su ultimo nivel energético

solo con dos electrones tomando la configuración del Helio.

1. Enlace Iónico

METAL + NO METAL ------ ENLACE IONICO

METAL

• Cede electrones para alcanzar la regla del octeto o dueto.

• Se transforma en un Catión (Carga positiva)

NO METAL

• Gana electrones para alcanzar la regla del octeto o dueto.

• Se transforma en un Anión (Carga negativa)

Formula Molecular: Debe ser neutra

Primero el Metal y luego el no metal

Características del Enlace Iónico

• Forman redes cristalinas constituidas por iones de carga opuesta unidos por fuerzas electrostáticas.

• Debido a la fuerza electrostática, sus compuestos se caracterizan por:

1- Ser sólidos a temperatura ambiente.2- Presentar altos puntos de evaporación y

fusión.3- Ser buenos conductores eléctricos cuando

están fundidos o disueltos en agua (en disolución acuosa).

4- Romperse con facilidad en estado sólido.5- Ser malos conductores de calor.6- Disolverse en agua fácilmente a

temperatura ambiente.7- Formar estructuras tridimensionales (redes

cristalinas) en estado sólido.

Enlace covalente

• Los compuestos covalentes se originan por la compartición de electrones entre átomos no metálicos.

NO METAL + NO METAL = ENLACE COVALENTE

Diferentes tipos de enlace covalente

• Enlace covalente normal:– Simple– Múltiple: doble o triple

• Polaridad del enlace:– Apolar– Polar

• Enlace covalente dativo o coordinado

CLASIFICACIÓN DEL ENLACE COVALENTE

Enlace Covalente

APOLAR POLAR

1- Enlace Covalente Apolar

• Es el tipo de enlace que se da cuando los elementos a combinar tienen la misma electronegatividad o su diferencia de electronegatividad (ΔE.N.) es inferior a 0,5 unidades.

• Esta baja diferencia de electronegatividad asegura que la compartición de electrones será equitativa.

2- Enlace Covalente Polar

• Se produce cuando los electrones se comparten de manera no igualitaria, generando polos (+ y -)

• Para que exista esta compartición desigual de los electrones, la diferencia de electronegatividad (ΔE.N.)

• Se representa de la siguiente manera:

ELECTRONEGATIVIDAD

Actividad

• Con valores de electronegatividad predice el tipo de enlace covalente en cuanto a polaridad que se forma dentro de los siguientes compuestos

Propiedades de las sustancias con enlace covalente

• Se pueden encontrar en estado sólido, líquido o gaseoso.

• Tienen puntos de fusión y ebullición relativamente bajos.

• Son solubles en solventes polares (como el agua) cuando presentan polaridad y en solventes apolares (como el benceno) cuando no la tienen.

• Son malos conductores del calor y la electricidad (aislantes térmicos y eléctricos).

• Algunos ejemplos: el agua, el aceite, los plásticos, el alcohol, el oxígeno, el cloro, etc.

Actividad

• Con ayuda de una tabla periódica responde qué tipo de enlace mantiene unidos a los siguientes átomos, justificando tu respuesta:

¿Cómo Clasificar?

Ejemplo: H2O

∆EN=

Enlace metálico

• Es el enlace mediante el cual se combinan entre sí dos o más átomos metálicos, o sea, átomos de elementos de electronegatividades bajas y con tendencia a ceder electrones

Propiedades • Tienen brillo.• Son sólidos a temperatura ambiente,

excepto el mercurio (Hg) que es líquido.• Tienen altos puntos de fusión y ebullición,

excepto el mercurio, el cesio y el galio.• Son buenos conductores del calor y la

electricidad.• Son maleables, es decir, pueden formar

láminas o planchas finas.

• Son dúctiles, es decir, pueden formar alambres o hilos delgados.

• Resisten grandes tensiones sin romperse, es decir, son tenaces.

• En general son más densos que el agua, menos el sodio (Na), el litio (Li) y el potasio (K).

GEOMETRIA MOLECULAR

• Es la disposición tridimensional de los átomos que constituyen una molécula. Determina muchas de las propiedades de las moléculas, como son la reactividad, polaridad, fase, color, magnetismo, actividad biológica, etc. ...

TIPOS DE GEOMETRÍA

1- LINEAL2- ANGULAR 3- Planar Trigonal4- Pirámide trigonal5- Tetraédrica

1- Lineal

Angulo 180°

Tipo de molécula AX2

2- Angular Angulo 104,5°

Tipo de molécula AX2E2

3- Planar Trigonal

Angulo 120°

Tipo de molécula AX3

4- Pirámide trigonal

Angulo 107

Tipo de molécula AX3E

5- Tetraédrica

Angulo 109,5°

Tipo de molécula AX4