UNIDAD I

Estructura atómica y enlaces interatómicos

Unidad I

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Contenido: 1.1. Estructura atómica. 1.1.1 Conceptos fundamentales. 1.1.2 Estructura electrónica en los átomos. 1.1.3 La tabla periódica. 1.2. Enlaces atómicos en sólidos. 1.2.1 Fuerzas y energías de enlace. 1.2.2 Enlaces interatómicos primarios. 1.2.3 Enlace secundario o enlace de van der Waals. 1.2.4 Moléculas.

Teoría Atómica

En 1808, John Dalton estableció las hipótesis sobre las que fundó su teoría atómica: • a) Los elementos están formados por partículas pequeñas

llamadas átomos. Todos los átomos de un elemento son idénticos (tamaño, masa, propiedades químicas) y diferentes de los de otro elemento.

• b) Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento en una relación que es un número entero o una fracción sencilla.

• c) Una reacción química consiste en la separación, combinación o reordenamiento de los átomos, los cuales no se crean ni se destruyen.

El átomo

• Es la unidad básica que puede intervenir en una combinación química. Está formado por partículas subatómicas, de las cuales las más importantes son los electrones, los protones y los neutrones.

• Los electrones son partículas con carga negativa que se encuentran en lugares energéticos conocidos como rempes u orbitales. Su masa es de 9.1 x 10 -28 g.

• Los protones son partículas con carga positiva que se encuentran en el núcleo atómico y cuya masa es de 1.67 x 10 -24 g.

• Los neutrones son partículas eléctricamente neutras, que se encuentran en el núcleo y que tienen una masa un poco mayor que la de los protones.

Partícula Masa (g) Carga

Coulombs Carga

unitaria

Electrón 9.1 x 10 -28 g -1.6022 x 10-19 - 1

Protón 1.67 x 10 -24g +1.6022 x 10-19 + 1

Neutrón 1.675 x 10 -24g 0 0

El átomo

Número atómico, Masa atómica. Isótopos y Peso atómico

• El número de protones en el núcleo de un elemento se conoce como número atómico (Z).

• El número de protones y de neutrones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento se conoce como número de masa. Cuando se mide en uma (unidades de masa atómica, referidas a la masa de un átomo de carbono 12), se llama masa atómica (A).

A = p + n

• Algunos elementos presentan más de una masa atómica, dependiendo del número de neutrones en su núcleo. A estos átomos se les llama isótopos.

• El peso atómico de un elemento es el promedio de las masas de los isótopos naturales expresado en uma.

Modelos atómicos

A principios del siglo XX, Bohr propuso un modelo planetario para explicar la estructura atómica: en el centro del átomo se encontraba el núcleo donde están los protones y los neutrones y rodeando dicho núcleo, los electrones giraban distribuidos en capas o niveles energéticos. Entre más cercanos estuvieran al núcleo, menor energía presentaban.

Este modelo no explicaba algunos resultados experimentales y por ello, a finales de los 1920, Schrödinger y Heisenberg propusieron un modelo mecánico cuántico.

Heisenberg decía que es imposible saber con exactitud la posición y la velocidad de un electrón en un momento dado (Principio de incertidumbre), por lo que se describieron “regiones estadísticas de mayor probabilidad electrónica” -rempe- que definen la posible posición de un electrón en determinado momento. Estas regiones también se conocen como orbitales atómicos y presentan algunos subniveles. La posición de un electrón puede definirse por 4 números cuánticos: n, l, m y s.

Modelo atómico de Bohr.

1. El electrón gira alrededor del núcleo en un conjunto fijo de órbitas permitidas, denominadas estados estacionarios: en ellos gira sin absorber ni emitir energía.

2 2

2ev Zem Kr r=

Postulados

2. Solo están permitidas aquellas órbitas en las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2π.

2ehm vr nπ

=

20nr r n= 0

2nEEn

= −

r0 = radio de la órbita más cercana al núcleo. E0 = valor absoluto de la energía de la órbita más cercana al núcleo. h es La constante de Planck; k es la constante de la fuerza de Coulomb, Z es el número atómico del átomo, e es la carga del electrón, me es la masa del electrón, v es la velocidad del electrón en la órbita y r el radio de la órbita.

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Modelo atómico de Bohr. 2

0nr r n= 02n

EEn

= −

r0 = radio de la órbita más cercana al núcleo. Radio de Bohr (0.53 Å). E0 = valor absoluto de la energía de la órbita más cercana al núcleo. Estado fundamental del átomo de hidrógeno (13.6 eV).

20

0 2

.. . .e

hrm Z e

επ

=

4 2

0 2 20

. .8. .

em e ZEhε

= −10

3. Los electrones pueden saltar de una órbita permitida a otra absorbiendo (si la órbita final está mas alejada del núcleo) o emitiendo (si la órbita final está mas cercana al núcleo) energía en forma de radiación electromagnética.

E hν∆ =

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El modelo del átomo de Bohr fue incapaz de explicar lo siguiente: • Los espectros de átomos más complejos que átomo de

hidrógeno. • Variación de la intensidad de las líneas espectrales. • La disposición y la distribución de los electrones en varias

órbitas. • La estructura fina de las líneas espectrales de hidrógeno. • Los efectos de Stark y Zeeman.

• n: es el número cuántico principal describe el nivel energético en el que está un electrón dado. Toma valores enteros (1, 2, 3...) y define el tamaño del orbital; cuanto mayor sea, mayor será el volumen.

• l: es el número cuántico del momento angular; hace referencia al subnivel energético. El valor del momento angular, indica la forma del orbital y el momento angular.

l = [ desde 0 hasta (n – 1)] Para l = 0, orbitales s Para l = 1, orbitales p Para l = 2, obitales d Para l = 3, orbitales f Para l = 4, orbitales g • m: es el número cuántico magnético y describe la

orientación del orbital en el espacio. m = -l, -l+1, …, 0, …, l-1, l • s: es el número cuántico del espín electrónico y

corresponde al giro del electrón. El valor del espín, puede ser +1/2 ó -1/2.

Al orbital sin el valor de s se le llama orbital espacial, al orbital con el valor de s se le llama espínorbital.

Según el Principio de exclusión de Pauli, dos electrones no pueden tener los mismos números cuánticos.

Orbitales “s”

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Orbitales “p”

4p

3p 2p

14

Orbitales “d”

15

Orbitales “f”

16

17

Orbitales electrónicos

!!!Conoce el orbital electrónico que quieras¡¡¡ http://www.orbitals.com/orb/orbtable.htm#table3

5ta Conferencia (DE. Solvay), 1927 Bruselas, Bélgica

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Configuración electrónica

• La disposición de los electrones en los diversos orbitales atómicos se conoce como configuración electrónica y cumple con algunas reglas básicas:

• a) un orbital no puede tener más de dos electrones, los cuales deben girar en direcciones opuestas. • b) los electrones no se juntan en un orbital si existe otro disponible con la misma energía.

• Existe un orden en que se llenan los orbitales y está descrito en la tabla siguiente:

Siguiendo la dirección que indica cada una de las diagonales se determina el orden de llenado de los subniveles en los respectivos niveles.

Configuraciones electrónicas de los gases nobles Grupo 18: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

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Fósforo: Número atómico 15

1s22s22p63s23p3

Aluminio: Número atómico 13: 1s22s22p63s23p1

Potasio: Número atómico 19: 1s22s22p63s23p64s1

Ejercicios: Escribir la configuración electrónica del S, Ni, Va, Se; números atómicos 16, 28, 23, 34, respectivamente.

Configuraciones electrónicas con kernell

Para simplificar una configuración electrónica se puede utilizar la notaciones kernell de los gases nobles y partir del gas noble cuyo número de electrones sea inmediato inferior al del átomo que va a representar.

Por lo tanto tomando en cuenta esto; debemos tener presente la terminación de las configuraciones electrónicas de los gases nobles.

Para representar las configuraciones electrónicas de kernell de los elementos químicos periodo dos (renglón dos) se utiliza el gas noble del periodo uno (renglón uno).

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Ejemplo 1.- Configuración kernell del carbono:

6C = 1s22s22p4 2He =1s2 6C = [2He] 2s22p4

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Ejemplo 2.- Configuración kernell de la plata:

47Ag = 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d9

36Kr = 1s22s22p63s23p64s23d104p6 47Ag = [36Kr] 5s24d9

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Diagramas energéticos o configuraciones gráficas

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Principios energéticos

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El principio de Aufbau

Electrón diferencial

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Tabla periódica • Los elementos químicos presentan algunas propiedades

debido a la configuración electrónica que presentan. Estas propiedades se repiten de manera periódica y fue Dmitri Mendeleev quien lo descubrió en 1869. Este investigador organizó los elementos en grupos o familias químicas, cuyas propiedades químicas dependen del número de electrones que se encuentran en el último nivel energético (electrones de valencia). Asimismo, describió 7 períodos, correspondientes a los 7 niveles energéticos en los que pueden encontrarse los electrones de todos los elementos conocidos a la fecha.

http://www.ptable.com/?lang=es#Writeup/Wikipedia

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Bloque Grupo Nombres Config. Electrón.

s 1 2

Alcalinos Alcalino-térreos

n s1

n s2

p

13 14 15 16 17 18

Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos Halógenos Gases nobles

n s2 p1 n s2 p2

n s2 p3

n s2 p4

n s2 p5

n s2 p6

d 3-12 Elementos de transición n s2(n–1)d1-10

f El. de transición Interna (lantánidos y actínidos) n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14

Grupos de la Tabla Periódica

Ley periódica, Tamaño atómico, energía de ionización y afinidad electrónica.

• Algunas propiedades físicas y químicas de los átomos varían periódicamente, de acuerdo con su número atómico y es lo que conocemos como Ley periódica. Entre estas propiedades se encuentran el tamaño atómico: el radio atómico disminuye de izquierda a derecha en la tabla periódica (del grupo I al VII) y aumenta de arriba abajo (del período 1 al 7).

• La energía de ionización, que es la energía necesaria para que un átomo pierda un electrón de su nivel externo de energía, aumenta conforme se avanza en un período y disminuye de arriba abajo en un grupo.

• La afinidad electrónica (electronegatividad), que es la capacidad que tiene un átomo para adquirir o ganar un electrón, aumenta a través de un período y disminuye en el grupo.

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Radio atómico • Es la mitad de la

distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí.

• Puede ser: – radio covalente

(para no metales) – radio metálico

(para los metales)

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Variación del radio atómico en un periodo

• En un mismo periodo disminuye hacia la derecha.

• Es debido a que los electrones de la última capa estarán más fuertemente atraídos.

Periodo 2

© Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato.

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Variación del radio atómico en un grupo.

• En un grupo, el radio aumenta al aumentar el periodo, pues existen más capas de electrones. © Ed. Santillana. Química

2º Bachillerato.

Grupo 1

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Aumento en el radio atómico

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Radio iónico

• Es el radio que tiene un átomo que ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano.

• Los cationes son menores que los átomos neutros (menor repulsión de e−).

• Los aniones son mayores que los átomos neutros (mayor repulsión electrónica).

© Ed. Santillana. Química 2º Bach.

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Energía o potencial de ionización (EI)

• “Es la mínima energía necesaria para extraer un e– de un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental y formar un catión”.

M (g) M+ (g) + 1e- • Es siempre positiva (proceso endotérmico) y

se expresa en eV/átomo o en kJ/mol. • Se habla de 1ª EI (EI1), 2ª EI (EI2), ... según se

trate del primer, segundo, ... e– extraído. • La EI aumenta hacia arriba en los grupos y

hacia la derecha en los periodos por disminuir el radio.

• La EI de los gases nobles, al igual que la 2ª EI en los metales alcalinos, es enorme.

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Variación de la Energía de ionización (EI).

Aumento en la Energía de ionización

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Electronegatividad (χ )

• La electronegatividad (χ) mide la tendencia de un átomo en una molécula a atraer los e– hacía sí.

• Pauling estableció una escala de electronegatividades entre 0’7 (Fr) y 4 (F).

• χ aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos.

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Carácter metálico • Es una propiedad relacionada con

las propiedades físicas y químicas de los elementos.

• El carácter metálico aumenta hacia la izquierda en un periodo y hacia abajo en un grupo.

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1.2 Enlaces atómicos en sólidos

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Fuerzas y energías de enlace.

• Enlace químico: es la unión de dos o más átomos con el fin de alcanzar la estabilidad química.

• La estabilidad química se alcanza cuando los átomos poseen ocho electrones en su nivel energético mas externo.

• Regla del octeto. • Electrones de valencia. • Estructura de Lewis.

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Fuerzas de enlace

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Al aproximarse los átomos ejercen fuerzas sobre otros. Las fuerzas son de dos tipos, atractivas y repulsivas. La fuerza atractiva depende del tipo de enlace en particular que une a los átomos. La fuerza repulsiva depende del solapamiento de los niveles energéticos mas externos de los átomos. El equilibrio se alcanza cuando y los átomos permanecen separados una distancia de equilibrio r0.

𝐹𝐹𝑁𝑁 = 𝐹𝐹𝐴𝐴 + 𝐹𝐹𝑅𝑅

𝐹𝐹𝐴𝐴 + 𝐹𝐹𝑅𝑅= 0

Energía de enlace

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La energía de enlace entre dos átomos, E0 corresponde a Ia energía en el punto mínimo de la gráfica, y representa Ia energía necesaria para separar a los dos átomos una distancia infinita.

Enlace iónico

• Siempre existe entre compuestos formados por elementos metálicos y no metálicos.

• Los átomos del elemento metálico ceden fácilmente sus electrones de valencia al átomo del no metal, que es un buen aceptor de electrones. Ambos adquieren la configuración electrónica estable formando iones.

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NaCl

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• Las fuerzas atractivas del enlace son fuerzas de Coulomb. Las cargas positivas y negativas se atraen entre sí.

• La magnitud del enlace iónico es igual en todas direcciones alrededor de un ion y se denomina no direccional.

• Las energías de enlace suelen valer de 600 a 1500 kJ/mol (de 3 a 8 eV x atomo), que son elevadas y se refleja en las altas temperaturas de fusión.

•Son sólidos a temperatura ambiente y tienen punto de fusión elevado (mayor a 400 ºC) porque las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los iones en un compuesto iónico son muy fuertes.

•En el estado sólido cada catión esta rodeado por un número especifico de aniones y viceversa.

• Son duros y quebradizos, solubles en agua, y sus disoluciones acuosas conducen la electricidad, debido a que estos compuestos son electrolitos fuertes.

• También conducen la electricidad, al estar fundidos.

•En estado sólido son malos conductores de la electricidad.

Propiedades de los compuestos iónicos.

Enlace covalente • La configuración electrónica estable del enlace covalente

se consigue compartiendo electrones entre átomos vecinos.

• Dos átomos unidos covalentemente contribuyen cada uno al enlace con al menos un electrón.

• Los electrones compartidos se consideran de ambos átomos.

• Se da principalmente entre átomos de elementos no metálicos. En moléculas tales como H2, Cl2, F2, o con átomos diferentes como CH4, H2O, HF.

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Metano CH4

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• El enlace covalente es direccional: existe entre átomos específicos y el la dirección de los en que hay electrones compartidos.

• Aparece en sólidos elementales como el diamante (carbono), silicio, germanio, y en compuestos sólidos de elementos localizados a la derecha de la tabla periódica, como el GaAs y el SiC.

•La mayoría de los compuestos covalentes son insolubles en agua.

• Si se llegan a disolver las disoluciones acuosas no conducen la electricidad, porque estos compuestos son no electrolitos.

•Al estado líquido o fundido no conducen la electricidad porque no hay iones presentes.

Compuestos covalentes-Propiedades

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Enlace metálico

• Los metales y aleaciones presentan enlace metálico.

• Los materiales metálicos tienen uno, dos, o cuando mas, tres electrones de valencia.

• Los electrones de valencia del solido no pertenecen a ningún átomo en particular y son mas o menos libres de circular a través de todo el metal. Se puede interpretar que pertenecen al metal, formando un "mar de electrones" o una " nube de electrones".

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• Los electrones libres contrarrestan las fuerzas repulsivas generadas entre cationes (cargados positivamente ).

• El enlace metálico tiene carácter no direccional. • Los electrones libres actúan como elemento de unión de

los iones cargados positivamente.

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Enlace secundario o de Van der Waals

• Los enlaces secundarios, de Vander Waals, o físicos son débiles en comparación con los primarios o químicos.

• Las energías de enlace características son del orden de 10 kJ/mol (0.1 eV/átomo).

• Surgen de dipolos atómicos y moleculares. • El enlace es el resultado de Ia atracción entre el

extremo positivo de un dipolo y Ia región negativa del dipolo vecino.

• Enlaces por puente de hidrógeno.

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Enlace dipolo inducido fluctuante.

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• En una molécula que normalmente es simétrica eléctricamente se puede crear un dipolo inducido par Ia distribución espacial de los electrones respecto a los núcleos cargados positivamente.

• Todos los átomos están vibrando constantemente y pueden causar distorsiones instantáneas en Ia simetría eléctrica de los átomos y moléculas, creando dipolos eléctricos.

• Este tipo de enlace es el responsable de Ia condensación y, a veces, de Ia solidificación de los gases inertes y de otras moléculas eléctricamente neutras y simétricas, tales como H2 y Cl2.

• En aquellos materiales en los cuales predominan enlaces debidos a dipolos inducidos, las temperaturas de fusión y ebullición son extremadamente bajas.

• Son los enlaces intermoleculares mas débiles.

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Enlace dipolo inducido-molécula polar. Enlace con dipolos permanentes.

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