Competencia 1.

Conceptos básicos de estructura atómica, características de enlaces.

Química inorgánica

Competencia I.Competencia I.I.-Generalidades

1.1 Átomos y moléculas

1.2 Enlaces iónicos y covalentes.

1.3 Enlaces dipolares, hidrofóbico, por puente de hidrógeno, enlace de Vander-Waals.

Materia Materia

Incluye todo lo que nos rodea.

Según una de las definiciones más aceptadas:

“La materia es la sustancia que forma todas las cosas materiales, ocupa un espacio, tiene masa y presenta inercia”

. Ley Establece

Conservación de MasaDurante los cambios químicos no ocurren cambios apreciables en masa.

Composición ConstanteUn compuesto, no importa su origen, siempre contiene los mismos elementos y en la misma razón por peso.

Proporciones Múltiples

Cuando dos elementos se combinan para formar mas de un compuesto, las masas de un elemento que se combinan con una masa fija del otro elemento están en razón o relaciones de números enteros.

La materia que nos rodea se puede clasificar en:

Sustancias pura.- Son sustancias que tienen composición y propiedades intrínsecas constantes. Estas sustancias puras pueden ser elementos o compuestos. ◦ Los elementos son sustancias que no se pueden separar en otras más simples usando

métodos físicos o químicos comunes.

◦ Los compuestos son sustancias formadas por mas de un elemento combinados químicamente en una razón fija de números enteros.  

Mezclas.- Están formadas por dos o más sustancias puras que retienen sus propiedades características y que pueden separarse utilizando métodos físicos. ◦ Mezcla homogénea.- Donde la distribución de los componentes es uniforme.

◦ Mezclas heterogénea.- Donde se pueden distinguir los componentes.

Estados de la materia.Estados de la materia.

La materia normalmente presenta tres estados o formas: sólida, líquida o gaseosa.

Plasma.- Corresponde a un conjunto de partículas gaseosas eléctricamente cargadas (iones), con cantidades aproximadamente iguales de iones positivos y negativos, es decir, globalmente neutro. 

Condensado de Bose – Einstein.- Todos los átomos se encuentran en el mismo lugar, aunque esto va en contra de todo lo que vemos a nuestro alrededor. A las temperaturas

increíblemente bajas que se necesitan para alcanzar el estado de condensado de Bose-Einstein, se observa que los átomos pierden su identidad individual y se juntan en una masa común que algunos denominan superátomo.

Propiedades de la materia. Propiedades de la materia.

Propiedad Característica Ejemplos

Física No alteran la identidad de la materia.

color, estado físico, masa, peso, volumen, punto de ebullición

Química Describe la capacidad de una sustancia para transformarse en otra.

El papel se quema o cuando el hidrógeno reacciona con oxígeno al pasar una corriente eléctrica y produce agua

Intensiva No depende de la cantidad de sustancia presente.

Color, punto de ebullición, punto de fusión, densidad

Extensiva Depende de la cantidad de sustancia presente.

Peso, volumen, largo, ancho, masa, altura

Toda sustancia presenta un conjunto de características que nos permite reconocerla y distinguirla de las demás sustancias.  Estas características reciben el nombre de propiedades

El átomo y los modelos atómicos. El átomo y los modelos atómicos.

Demócrito (400 A.C.). Los cuerpos podían dividirse indefinidamente en proporciones cada vez más pequeñas, pero debería existir una partícula última que no podía dividirse más, a la cual dio el nombre de átomo (sin corte, indivisible).

Propuso que los átomos de cada elemento (fuego, agua, tierra y aire), debían ser diferentes en forma y tamaño y que las sustancias se producían alterando la forma de los átomos.

Teoría atómica de Dalton.

A finales del siglo XVIII, en el año de 1808, John Dalton postula los siguientes postulados:

◦ La materia está constituida por átomos, los cuales son partículas indestructibles.

◦ Los átomos del mismo elemento son todos iguales entre sí.

◦ Los átomos de un elemento son diferentes de los otros elementos.

◦ Al combinarse, los átomos lo hacen en proporciones definidas y con números enteros.

Teoría atómica deThomson.

A finales del siglo XIX, en el año de 1897, Joseph John Thomson (1856-1940) sugirió un modelo atómico semejante a un "budín con pasas", donde el átomo era una esfera de electrificación positiva en la que se encontraban incrustados los electrones, se baso en experimentos con tubos de descarga de Crookes y demostró que la materia es de naturaleza eléctrica.

Teoría atómica de Perrin.

Años más tarde de que Thomson elaboró su modelo atómico, Jean-Baptiste Perrin (1870-1942) lo modificó, Perrin sugirió por primera vez que las cargas negativas son externas al "budín“.

Teoría atómica de Rutherford.

En el año de 1911 Ernest Rutherford (1871-1937), con base en el experimento en donde hizo chocar partículas alfa con láminas de oro y platino, ideo un modelo atómico con las siguientes características:

Está formado por un núcleo donde se localiza toda su carga positiva.

Alrededor del núcleo se encuentra girando los electrones formando una nube electrónica

Los átomos son neutros, ya que el número de electrones y protones son los mismos."

Teoría atómica de Bohr.

En el año de 1913, este físico danés Niels Bohr (1885-1962) propuso un modelo atómico para explicar la estructura atómica, fundamentando su teoría en la teoría cuántica de Max Planck y se baso en los siguientes postulados:

Los electrones en los átomos se mueven alrededor del núcleo en orbitas circulares.

Cuando los electrones se mueven en orbitas, no absorben ni desprenden energía.

Los electrones pueden pasar de un nivel a otro de menor a mayor, o viceversa.

Cuando los electrones absorben o desprenden energía lo hacen en cantidades unitarias llamadas cuántos.

Teoría atómica Sommerfeld

En el año de 1916, con la ayuda de la relatividad de Albert Einstein, Arnold Sommerfeld (1868 - 1951) hizo las siguientes modificaciones al modelo de Bohr:

Los electrones se mueven alrededor del núcleo en orbitas circulares.

A partir del segundo nivel energético existen 2 o más subniveles.

El electrón es una corriente eléctrica minúscula.

Sommerfeld introdujo un parlamento llamado numero azimutal, que designo con la letra "l".

 Modelo atómico de Schrödinger

En el año de 1926, Schrödinger (1887-1961), partiendo de ideas de Plank y Luis Broglie y las matemáticas de William Rowam Hamilton, desarrollo un modelo matemático en donde aparecen tres parlamentos: n, l y m. No manejo trayectorias determinadas para los electrones, solo la probabilidad de que se hallen en una zona explica parcialmente los aspectos de emisión de todos los elementos.

.

Modelo atómico de Dirac-Jordan

En 1928 Paul Dirac logro una descripción cuantirelativista del electrón, prediciendo la existencia de la antimateria. En las ecuaciones de Dirac (1902-1984) y Jordan (1902-1980) aparece el cuarto parámetro con característica cuántica, denominado s, además de los ya conocidos n, l, y m.

Concepto actual del átomo.

Postulaciones de Bohr y del concepto de cuanto Teoría cuántica

“El átomo como la unidad hipotética o teórica de materia, considerada como la menor cantidad que puede tomarse de un elemento sin que

este pierda sus características y propiedades que lo identifican”.

Partículas subatómicas.Partículas subatómicas.

Actualmente se acepta que el átomo se encuentra formado por partículas llamadas de manera general subatómicas.

Las partículas subatómicas definidas hasta ahora con mayor precisión son:

Partícula

Símbolo Masa (unidades de masa atómica)

Masa (gramos)

Carga Localización en el átomo

Protón p 1 1.672 x 10-24 1+ Núcleo

Neutrón n 1 1.675 x 10-24 0 Núcleo

Electrón e 1/1873 9.11 x 10-28 1- Fuera del núcleo

Número atómico (Z).-Número de partículas subatómicas (electrones=protones) dentro del átomo.Masa atómica (peso atómico).- Se obtuvo al sumar las masas de las partículas

que forman los átomos de los elementos (protones y neutrones)Isótopos.- . Elementos con el mismo número de atómico pero con diferente masa

atómica (difieren en el # neutrones), difieren en sus propiedades físicas pero no en las químicas

Números cuánticos.Números cuánticos.

Los números cuánticos son valores que se asignan a los parámetros que determinan los diferentes niveles de energía de los electrones, la forma de los orbitales, sus características magnéticas y la dirección de su giro.◦ Número cuántico principal (n).- Es cualquier número entero positivo entre uno y

siete. Este número representa el nivel o capa de energía en donde se encuentra el electrón.

◦ Número cuántico azimutal (l).- Determina el subnivel o subcapa dentro del nivel principal de energía. Indica la forma de la nube electrónica u orbital que se encuentra alrededor del núcleo. Sus valores van desde 0 hasta n-1 y se designan con la letras s, p, d y f, por sus nombres en inglés: sharp, principal, diffuse y fine (nítido, principal, difuso y fino).

◦ Número cuántico magnético (m).- Representa la orientación de los orbitales electrónicos en el espacio. Los valores de m indican el número de orbitales en cada subnivel y, por tanto, están en función de l adoptando los valores desde -1 a +1, pasando por cero.

◦ Número cuántico de spin (s).- Describe la orientación del giro del electrón y adopta los valores: -½ y +½. Se designan con flechas que representan el giro del electrón en sentido de las manecillas del reloj y en dirección contraria.

Valores para los cuatro números cuánticos.

Número cuántico principal (n)

Número cuántico azimutal (l) Número cuántico magnético (m)

Número cuántico spin (s)

n = 1 l = 0 s 1 orbital s -½ y +½

n = 2 l = 0, l = 1 s, p 3 orbitales p -½ y +½

n = 3 l = 0, l = 1, l = 2 s, p, d 5 orbitales d -½ y +½

n = 4 l = 0, l = 1, l = 2, l = 3 s, p, d, f 7 orbitales f -½ y +½

n = 5 l = 0, l = 1, l = 2, l = 3 s, p, d, f 7 orbitales f -½ y +½

n = 6 l = 0, l = 1, l = 2 s, p, d 5 orbitales d -½ y +½

n = 7 l = 0, l = 1 s, p 3 orbitales p -½ y +½

Configuración electrónica.Configuración electrónica.

Hay que tener en cuenta la teoría cuántica son respecto a los niveles de energía, los subniveles y los orbitales.

Hay que aplicar el principio de exclusión (Wolfgang Pauli) el cual dice ”dos electrones pueden ocupar el mismo orbital siempre y cuando tengan spines diferentes”.

Hay que aplicar el principio de máxima sencillez, que se refiere a que en un átomo los electrones ocupan primero las posiciones que requieren la mínima cantidad de energía, esto es, ubicaran en los niveles siempre en orden ascendentes iniciando por n = 1. Este principio vale también para los orbitales.

Número de electrones por nivel y orbital.Número de electrones por nivel y orbital.

Nivel energético (n)

Orbitales: tipo y número

Número de electrones por orbital

Total de electrones por nivel

1 s (1) s (2) 2

2 s (1), p (3) s (2), p (6) 8

3 s (1), p (3), d (5) s (2), p (6), d (10) 18

4 s (1), p (3), d (5), f (7) s (2), p (6), d (10), f (14) 32

5 s (1), p (3), d (5), f (7) s (2), p (6), d (10), f (14) 32

6 s (1), p (3), d (5) s (2), p (6), d (10) 18

7 s (1), p (3) s (2), p (6) 8

Determinación de la configuración electrónica.Determinación de la configuración electrónica.

NaZ = 11

1s2 2s2 2p6 3s1 Ne10’ 3s1

1s 2s 2p 2p 2p 3s

Gráfica Kendell

Número de electrones Nivel

Orbital

1s2

Determinación de los cuatro números cuánticos.

Magnesio Aluminio

Z 12 13

Configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

n 3 3

l 0 1

m 0 -1

s -½ +½

Tabla periódica.Tabla periódica.

1780. Lavoisier elaboró la primera tabla periódica (luz, calor y algunas propiedades).

1800. Se tenían 33 elementos y se clasificaban con sus propiedades físicas y químicas.

1803. Dalton mide el peso atómico y formula la tabla de los pesos atómicos.

1826. Berzelius formula otra tabla de pesos atómicos. 1865. Newland se dió cuenta que había una relación entre los pesos

atómicos y las propiedades de los elementos. Estableció un principio que recibió el nombre de ley de las octavas.

1869. Mendeleiev publicó su tabla con 55 elementos ordenados de acuerdo con su peso atómico, pero colocando en filas los elementos con las mismas propiedades y dejando espacios vacios en su tabla para nuevos elementos que aún no se conocían, cuyas propiedades predijo.

1920. Espectógrafo de masas se utiliza para determinar los pesos atómicos, tomando como referencia el C con un peso

exacto de 12. 1913. Moseley propuso clasificar los elementos de acuerdo con el

orden ascendente de su número atómico.

Ley periódica.

“Cuando los elementos se acomodan según su orden creciente de sus números atómicos, muestran propiedades similares periódicamente”

“Las propiedades de los elementos dependen de los electrones en los niveles de energía más externos”

Periodos.- Son los renglones o filas horizontales de la tabla periódica. Actualmente se incluyen 7 periodos en la tabla periódica.

Grupos.- Son las columnas o filas verticales de la tabla periódica. La tabla periódica consta de 18 grupos. Éstos se designan con el número progresivo, pero está muy difundido el designarlos como grupos y grupos B numerados con números romanos.

Clases.- Se distinguen 4 clases en la tabla periódica:◦ Elementos Representativos: Están formados por los elementos de los grupos "A".

◦ Elementos de transición: Elementos de los grupos "B", excepto lantánidos y actínidos.

◦ Elementos de transición interna: Lantánidos y actínidos.

◦ Gases nobles: Elementos del grupo VIII A (18)

Familias.- Están formadas por los elementos representativos (grupos "A") y son:

GRUPO FAMILIA

I A Metales alcalinos

II A Metales alcalinotérreos

III A Familia del boro

IV A Familia del carbono

V A Familia del nitrógeno

VI A Calcógenos

VII A Halógenos

VIII A Gases nobles

Bloques.- Es un arreglo de los elementos de acuerdo con el último subnivel que se forma.

◦ Bloque "s” Grupos IA y IIA

◦ Bloque "p“ Grupos III A al VIII A

◦ Bloque "d“ Elementos de transición

◦ Bloque "f“ Elementos de transición interna

Propiedades periódicas

Radio atómico.-Si suponemos que el átomo es una esfera, entonces el radio atómico es la mitas del diámetro de esa esfera. La unidad de medida es el picómetro (pm) el cual equivale a 1 x 10-12 metros.

Carácter metálico.-La división entre metales y no metales es clara en la tabla. El carácter metálico se refiere a que tan marcadas son las propiedades metálicos o no metálicos con respecto a otros elementos.

Electronegatividad.- Es una medida de la tracción que ejerce un átomo de una molécula sobre los electrones del enlace.

Afinidad electrónica.- Cantidad de energía desprendida cuando un átomo gana un electrón adicional. Es la tendencia de los átomos a ganar electrones.

Energía de ionización.- Cantidad de energía que se requiere para retirar el electrón más débilmente ligado al átomo

Punto de fusión y ebullición.- En los metales aumenta en un grupo de abajo hacia arriba , pero lo de los no metales de arriba hacia abajo.

Número de oxidación.- Los números de oxidación esta relacionados con la valencia (capacidad que tiene un elemento para combinarse

con otro). La valencia depende directamente de los electrones que tiene el elemento en su ultimo nivel, ya que los átomos

tienden a adquirir la estabilidad de un gas noble, esto es, a completar su octeto. Los números de oxidación pueden ser positivos o negativos.

“Completar el octeto significa que el elemento adquiere la configuración de un gas noble, el cual tienen ocho electrones en su ultimo nivel (a excepción del hidrogeno que llena su ultimo nivel con los electrones

adquiriendo la configuración del helio”

Masa atómico

Valencias

Símbolo

Configuración electrónica

Numero atómico

Nombre

Valencias

Densidad

Punto de ebullición

Punto de fusión

Enlaces químicosEnlaces químicos

Enlace químico

Interatómico

Intermolecular

Iónico. Es la unión que se presenta entre elementos

metálicos y uno no metálico.

Covalente. Se presenta entre elementos no metálicos.

Metálico . Unión entre metales

Puentes de hidrógeno. El protón de una molécula atrae al electrón de un átomo

Fuerzas de Van Der-Walls. Atracción entre partículas neutras, principalmente gases: H2, O2, Cl2

Coordinado o dativo

No polar (átomos iguales).

Polar (átomos diferentes).

Enlaces interatómicos.Enlaces interatómicos.

El enlace químico entre átomos se realiza a través de los electrones que se encuentran en el ultimo nivel, los cuales se conocen como electrones de valencia.

Enlace iónico.

La unión que se presenta cuando un elemento cede electrones y otro los acepta.

Se presenta entre un elemento metálico y uno no metálico, especialmente en la unión entre metales alcalinos y alcalinotérreos, y no metales de la familia VA, VIA y VIIA.

Cuando la diferencia de electronegatividad es mayor a 1.9.Propiedades.

Suelen ser sólidos y muy estables a temperatura ambiente.

Son duros, quebradizos, malos conductores del calor y la electricidad.

Cuando se funden o disuelven son buenos conductores de la electricidad.

Tienen punto de fusión y ebullición elevados.

Presentan estructuras cristalinas ordenadas y fuertemente enlazadas.

Enlace covalente.

El mecanismo del enlace covalente consiste en que los átomos al unirse comparten electrones; cada uno de ellos conserva los propios y para completar el octeto aporta cada uno un electrón para formar un par que comparten ambos.◦ Covalente no polar se presenta entre átomos de elementos iguales.

◦ Covalente polar se presenta entre átomos diferentes elementos.

◦ Covalente coordinado se presenta cuando un átomo comparte electrones hasta completar su octeto, y además recibe otro electrón, pero solo ofrece el espacio para acomodarlo.

Cuando la electronegatividad es menos a 1.9 el enlace es covalente.

Propiedades.A temperatura ambiente se presentan en los 3 estados de agregación molecular,

de tal manera que tiene una gran variedad de punto de fusión y ebullición.

Se comportan como aislantes térmicos y eléctricos,

Sus moléculas adoptan formas geométricas definidas.

Enlace metálico.

este tipo de enlace se presenta solamente entre elementos metálicos, los cuales tienen entre uno y tres electrones en su ultimo nivel.

Al unirse los átomos, se desprenden de los electrones del ultimo nivel, quedando como iones positivos (cationes), pero esos electrones no se unen a otro átomo, sino que se encuentran de manera deslocalizada entre los mismos cationes.

Propiedades.

Son sólidos, can aspecto y brillo metálico, dúctiles, maleables y tenaces.

Tienen punto de fusión y ebullición altos.

Son buenos conductores de calor y electricidad.

Al unirse metales diferentes forman amalgamas o aleaciones.

Enlaces intermoleculares.Enlaces intermoleculares.

Puentes de hidrógeno.

Estas fuerza es la que mantiene unidas a las moléculas que presentan enlaces covalente polares y en la que uno de sus componentes es el hidrógeno.

Fuerzas de Van der-Walls.

Se manifiesta entre moléculas unidas por enlaces covalentes no polares, es decir, entre elementos no metálicos iguales.