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CONCEPTOS GENERALES: ESTRUCTURA ATÓMICA

Y MOLECULAR

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Líneas Espectrales de Elementos


La Luz: Partículas • Partícula y onda al mismo tiempo.

• ¿Características de las partículas?

• Posición: 𝑈𝑏𝑖𝑐𝑎𝑐𝑖ó𝑛 = 𝑓(𝑥, 𝑦, 𝑧)

• Tiempo: 𝑡 = 𝑡𝑖𝑒𝑚𝑝𝑜

• Momento lineal: 𝑃 = 𝑚𝑣

• Aceleración: 𝑎 =𝑑𝑣

𝑑𝑡=

∆𝑣

∆𝑡

• Masa.

• Transferencia de momento lineal: Σ𝑃 = 0 www.ellegadodenewton.wordpress.com

La Luz: Ondas • ¿Características de las ondas?

• Longitud de onda: 𝜆 = 𝑑𝑖𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑒𝑛𝑡𝑟𝑒 𝑜𝑛𝑑𝑎𝑠

• Frecuencia: 𝜈 = 𝑡𝑖𝑒𝑚𝑝𝑜 𝑒𝑛𝑡𝑟𝑒 𝑜𝑛𝑑𝑎𝑠

• Difractan

• Interferencias constructiva y destructiva

• Energía. 𝐸 = 𝑕𝜈


Electrones: Como ondas

Patrón de difracción de los electrones

• Partículas muy pequeñas. • Velocidad cercana a la

velocidad de la luz. • Comportamiento de onda • Interferencia, difracción.


Electrones: Observaciones

• Albert Einstein y Max Planck 𝐸 = 𝑕𝜈 = 𝑕𝑐

𝜆

• Cada color tiene una energía definida por la frecuencia, ν, que también se puede relacionar con su longitud de onda, λ

• En un átomo, si se caliente, ¿Quién emite esas líneas? • ¿Por qué en esas frecuencias (longitudes de onda) y no en

otras? • ¿Por qué el Na tiene un espectro diferente al del H?


El Átomo: Estructura

Protón (p+): • Masa: 1,6 𝑥 10−27 𝑘𝑔 • Gravedad y carga eléctrica Neutrón (n0): • Masa: 1,6 𝑥 10−27 𝑘𝑔 • Gravedad y carga eléctrica Electrón (e-): • Masa: 9,1 𝑥 10−31 𝑘𝑔 • Gravedad y carga eléctrica

99,95 % de la masa del átomo está contenida en el núcleo. 99,98% es espacio vacío.



N = 1 N = 2

N = 3

N = 4

N = 5

N = 6 Energía del fotón coincide con la energía usada para subir el escalón.

2,07 eV coincide con la energía de la luz naranja



• Cada «brinco» lo hace el electrón. • Para dar el «brinco» absorbe energía. Para «bajar» del brinco, emite

energía. • Al bajar en energía, emite un fotón de luz que corresponde en energía a la

energía que absorbió para «brincar»


Estructura del Átomo

N = 1, 1 apt S

N = 2, 1 apt S, 3 apts P

N = 3, 1 apt S, 3 apts P, 5 apt D

N = 4, 1 apt S, 3 apts P, 5 apt D, 7 apt F



• Cada piso del edificio = Nivel de Energía (N = 1, 2, 3, 4…)

• Cada apartamento tiene forma, las formas se llaman Sub-Niveles de Energía (s, p, d, f, g…)

• En cada Sub-Nivel de Energía, sólo pueden habitar máximo 2 electrones apareados en spin.

• Pero, ¿Cómo se aplica esto a algo que es una onda?

• ¿De dónde salen estos niveles y subniveles?


Estructura del Átomo:

• Cuando está en un átomo, el electrón es onda confinada a un nivel de energía.

• Se muestra una región donde el e- es más probable de encontrar. A eso se le llama: Densidad Electrónica.

• Cada sub-nivel (cada apartamento) se denomina orbital atómico.


Apartamentos S = Orbital s

Apt P = Orbital p

Apt D = Orbital d

Apt F = Orbital f

Notar que un nivel de energía superior encierra los niveles inferiores


Orbitales Atómicos • Nivel 1

• Sólo un subnivel (s)

• El más cercano al núcleo.

• Alberga 2 electrones.

• Nivel 2 • Dos subniveles (s, p)

• Envuelve al Nivel 1.

• Alberga 8 electrones: 2 en s, 6 en p

• Nivel 3 • Tres subniveles (s, p, d)

• Alberga 18 electrones: 2 en s, 6 en p, 10 en d


Estructura del átomo

Regla del octeto: capa llena de electrones es más estable y los átomos transfieren o comparten electrones para lograr llenar una capa.


¿Cómo se forman los enlaces?

2. El electrón (e-) de un átomo es atraído por los protones (p+) de otro átomo.

1. Átomos alejados

3. Los orbitales atómicos se combinan y la energía total del sistema llega a un mínimo.

4. Si tratáramos de acercar más los núcleos, la repulsión haría que los átomos se alejaran.


Orbitales Moleculares

Condiciones: • Orbital atómico vacío o

con sólo 1 electrón. • Cada orbital molecular

(enlace) sólo puede albergar 2 electrones.


Enlaces • Enlace iónico: Ión – ión • Enlace covalente: se comparten electrones • Busca completar el octeto

Ión – Ión: Metal + No Metal

Na+ Cl

-

8 e- en nivel 2, 2s22p6 8 e- en nivel 3, 3s23p6


4 enlaces simples

• Metano CH4: 4 enlaces covalentes. Acomodar 5 átomos

• Carbono: 4 e- valencia. Hidrógeno: 1 e- de valencia

• Carbono: Piso 2 = 2 e- en apt S, 1 e- en apt Px, 1 e- en apt Py, apt Pz sin habitantes.

• En metano TODAS las parejas quieren vivir en un apartamento con las mismas características de la otra pareja.

¡Se remodela el piso para que hayan 4 apartamentos, todos iguales!


Hibridación Orbitales, sp3

• Carbono: 1s22s22px12py

1

2px 2py 2pz

2s E1

E2

sp3 sp3 sp3 sp3

Todos con la misma energía

• Todos los orbitales con misma energía.

• Todos con misma distancia. • Máxima repulsión entre ellos.


Orbitales Híbridos: Orbital sp3

• Tetraedro, ángulos de 109.5° • 8 electrones, emparejados. • Carbono completa su octeto.

Hidrógeno completa su dueto. • Máxima repulsión entre enlaces. • Todos los orbitales sp3 son iguales. • Todos enlaces simples. • Válidos para 1 átomo A enlazado a

4 átomos X sin pares de electrones libres. AX4

• 4 enlaces sigma, σ


2 enlaces simples, 1 enlace doble

• Eteno. H2C=CH2

• Analizando solo uno de los carbonos. Hay que acomodar 4 átomos, 4 pares de electrones.

• Se hibridan los orbitales atómicos a 3 orbitales sp2 y se deja un orbital p sin hibridar.

• Un enlace doble involucra: 1 enlace sigma (σ) y un enlace pi (π)


Hibridación Orbitales, sp2

2px 2py 2pz

2s E1

E2

2py

sp2 sp2 sp2


• Todos con la misma energía

• 3 enlaces con la misma distancia, 1 más corto.

• Máxima repulsión.

Hibridación sp2

Fuente: jahschem.wikispaces.com

• Es como tener 2 apartamentos simples y uno doble.

• Ángulos entre enlaces de 120°.

• 3 enlaces σ y 1 enlace π • Forma: Trigonal planar. • Válido para átomo A

rodeado de 3 átomos X sin electrones libres. AX3


1 enlace simple, 1 enlace triple

• Etileno, HCΞCH

• Analizando solo uno de los carbonos, hay que acomodar átomos y 8 electrones.

• Se hibridan el orbital s con un orbital p y se dejan dos orbitales p sin hibridar.

• Un enlace triple involucra 2 enlaces σ y dos enlaces π


Hibridación Orbitales, sp

2px 2py 2pz

2s E1

E2

2py

sp sp

2pz


Orbitales Híbridos: sp

• Es como tener 1 apartamentos simple y dos apts dobles. • Ángulos entre enlaces de 180°. • 2 enlaces σ y 2 enlaces π • Forma: Lineal. • Válido para átomo A rodeado de 2 átomos X sin electrones libres. AX2


Hibridación Orbitales, sp3 • Oxígeno: 1s22s22px

22py12pz

1

2px 2py 2pz

2s E1

E2

sp3 sp3 sp3 sp3


O

HCH3

Pares de electrones en sp3

Enlace simple en sp3

Hibridación Orbitales, sp2 • Oxígeno: 1s22s22px

22py12pz

1

2px 2py 2pz

2s E1

E2

sp2 sp2 sp2

p


C

O

H H

Pares e- libres, sp2

2 enlaces,

1 sp2, 1 p

Enlaces: Características

• Enlaces simples tienen libre rotación. El enlace es el eje sobre el que rotan.

• Enlaces dobles y triples son rígidos. Los átomos no pueden rotar.

H

H

H

H

H

H

H

CH


CH3

C1

CH3

C

C2

C

C

C3

CH3

OH5

HH4

H

H

CH3

S1 C

C

C

Cl2

OH

C3 C

4

H

H

H HH

H H

CH1

C

CO+2

CC3

CH3

H

HH H

H

CH21

C2

C

C3

N4

C

H

CH3

C5

Cl

Br

HH

H

Ejercicios


Referencias

• Atkins, P. W. Química Física. 6ª Edición, Ediciones Omega, Barcelona, 1999.

• Petrucci, R.; Harwood, W.; Herring, G. Química General, 8ª Edición, Pearson Educación, Madrid, 2003.

• McMurry, J. Química Orgánica, 7ª Edición, Cengage Learning, México, 2008.

• Organic Chemistry Portal. Consultado, 7 de mayo, 2015.


http://www.organic-chemistry.org/





Luis Eduardo Hernández Parés



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