unidad 1 1 .estructura at mica unidad 2

ESTRUCTURA ATÓMICA

Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.

Universidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología

OBJETIVOSOBJETIVOS

Unidad I. Estructura Atómica.

A nivel de conocimiento declarativo• Desarrollo de la evolución de la teoría atómica.• Modelo Atómico de Bohr.•Sistema periódico actual y clasificación de los elementos dentro de la misma.• Radio atómico, radio iónico, potencial de ionización y electronegatividad.

A nivel de conocimiento de procedimientos• Identificación de experimentos que se desarrollaron hasta

llegar a los diferentes modelos atómicos.• Adquirir nociones básicas de la teoría atómica actual.• Manejar la clasificación de o çatomos de acuerdo a su

configuración electrónica.• Reconocer propiedades periódicas de los elementos

clasificados en la tabla periódica.A nivel de conocimiento de actitudes• Aplicación de los Principios y Leyes Fundamentales de la Química.


Teoría Atómica

• Siglo V a.C, el filósofo griego Demócrito expresó la idea de

que toda la materia estaba formada por muchas partículas

pequeñas e indivisibles que llamó átomos (que significa

indivisible e indestructible).

• En 1808, un científico inglés, el profesor John Dalton,

formuló una definición precisa de las unidades indivisibles

con las que está formada la materia y que llamamos

átomos.

TEORÍA ATÓMICATEORÍA ATÓMICAUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología


1. Toda la materia está compuesta de pequeñas unidades

indivisibles llamadas átomos.

2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí y

tienen la misma masa.

3. Los átomos de diferentes elementos son distintos entre sí

y tienen distinta masa.

La Teoría de Dalton (1766-1844)



La Teoría de Dalton (1766-1844)

4. Cuando los átomos se combinan para formar un

compuesto químico, o cuando éste se separa en sus

elementos que lo componen, los átomos siempre

mantienen su identidad, es decir, los átomos no se

transforman, mantienen sus características.

5. Cuando los átomos se combinan, lo hacen en una

proporción de números enteros y pequeños.



La Estructura del Átomo

Átomo: unidad básica de un elemento que puede

intervenir en una combinación química.

Una serie de investigaciones (1850- siglo XX) demostró

claramente que los átomos poseen una estructura interna,

es decir, que están formados por partículas aún más

pequeñas, llamadas partículas subatómicas.

Estas partículas son: electrones, protones y neutrones.

ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICAUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología


El electrón

1890 estudio de la radiación, la emisión y

transmisión de la energía a través del espacio en forma de

ondas.

Se utilizó un tubo de rayos catódicos: consta de un

tubo de vidrio del cual se ha evacuado casi todo el aire.

Si se colocan dos placas metálicas y se conectan a

una fuente de alto voltaje, la placa con carga negativa,

llamada cátodo, emite un rayo invisible.



Carga del electrón: -1.76 x 108 C/gMasa del electrón: 9.10 x 10-28 g

• Este rayo catódico se dirige hacia la placa con carga

positiva, llamada ánodo. Cuando dicho rayo alcanza el

extremo, cubierto de una manera especial, produce una

fuerte fluorescencia o luz brillante.

ESTRUCTURA ATÓMICAESTRUCTURA ATÓMICA

• Debido a que los rayos catódicos son atraídos por la

placa con carga positiva y repelidos por la placa con

carga negativa, deben consistir en partículas con carga

negativa. Estas partículas con carga negativa se conocen

como electrones.




a. En un tubo de rayos catódicos, los electrones se desplazan del electrodo negativo (catódo) al electrodo positivo (ánodo). b. Fotografía de un tubo de rayos catódicos que contienen una pantalla fluorescente para mostrar la trayectoria de los rayos. c. La presencia de un imán desvía la trayectoria de los rayos catódicos.


Los átomos contienen electrones y son eléctricamente

neutros. Para esto, debe contener el mismo número de

cargas positivas y negativas.

Thomson propuso el “modelo del Pudín de pasas”

El Protón y el Núcleo


Modelo atómico del “pudín de pasas” de J.J. Thomson. Él imaginaba a los pequeños electrones (masa 9.10 x 10-28

g) incrustados en el átomo como pasas en un pudín o semillas en una sandía. Ernest Rutherford demostró que este modelo era erróneo.




Experimento de Rutherford, realizado en 1910.



• Rutherford realizó experimentos utilizando un nuevo modelo de átomo.

Protón

Neutrón

Los protones y neutrones de un átomo están confinados en el núcleo, que es extremadamente pequeño. Los electrones forman una “nube” alrededor del núcleo.




Modelo de Bohr

Bohr supuso, inicialmente, que los electrones se movían en orbitas circulares alrededor del núcleo.

Se basó en tres postulados:

1. Sólo están permitidos órbitas con ciertos radios, correspondientes a ciertas energías definidas, para los electrones de un átomo.

2. Un electrón en una órbita permitida tiene una energía específica y está en un estado de energía “permitido”.

3. Un electrón sólo emite o absorbe energía cuando pasa de un estado permitido de energía a otro. Esta energía se emite o se absorbe en forma de fotón, E= hv.



Limitaciones del modelo de Bohr

• Ofrece una explicación del espectro de líneas del átomo

de hidrógeno, pero no de otros.

• Describe al electrón como una partícula que da vueltas

alrededor del núcleo, lo que presenta un problema.

El electrón presenta propiedades ondulatorias.



Lo más importante del modelo de Bohr, aplicado al

modelo vigente:

• Los electrones sólo existen en ciertos niveles de

energía, que se describen con números cuánticos.

• En el movimiento de un electrón, de un nivel a otro,

interviene energía.




Los electrones en los átomos

Átomo de hidrógeno:

Posee un electrón que está en el primer nivel de

energía.

Ionización

Si un átomo recibe la energía suficiente, se le puede

arrancar uno o más electrones Energía de

ionización, energía necesaria para extraer un electrón

de un átomo gaseoso en su estado basal.




Átomos de Bohr y electrones de valencia

Número máximo de electrones (población) 2(n)2

• Primer nivel de energía: la población máxima es 2.

• Segundo nivel de energía: la población máxima es 8.

• Tercer nivel de energía: el número máximo de

electrones es 18.




Ejemplo, el átomo de hidrógeno posee un solo protón, por

lo tanto un solo electrón, que entra en el primer nivel de

energía.

He, 2 protones en el núcleo (y dos neutrones) y dos

electrones en el primer nivel de energía.

Li, 3 electrones

C, 6 electrones

N, 7 electrones

Li 2ē 1ē Electrón de Valencia




El átomo de sodio tiene 11 electrones

Na 2ē 8ē 1ē

Átomo de sodio Na

Na 2ē 8ē

Ion sodio Na+

Ejercicios. Construya el diagrama de Bohr para:a) El átomo de flúor y el ion fluoruro, F-;b) el átomo de fósforo y el ion fosfuro, P3-.


Representación atómica:

Z = Número atómico = número de protones (nº p). Si es átomo neutro = número de electrones (nº e).

A = Número másico = protones + neutrones (nº p + nº n)

A - Z = número de neutrones (nº n)

A =Z =nº p =nº e =nº n =

209

209 - 83 = 126

83

8383

A

ZX

83 Bi209

Ejemplo:



Anión (exceso de 1e)A =Z =nº p =nº e =nº n =

35 Br -79

7935

35Z + 1 = 35 + 1 = 3679 - 35 = 44

Catión (pérdida de 2e)A =Z =nº p =nº e =nº n =

12 Mg 2+24

2412

12Z - 2 = 12 - 2 = 10

24 - 12 = 12



Un elemento X posee 11 protones y 12 neutrones. Determine A, Z, nº e y represente el elemento.

A = 11 + 12 = 23Z = 11 nº e = 11

X23

11

Con una tabla periódica, determine cuál es el elemento.



• Son los elementos que poseen igual Z y distinto A.

• Son elementos que difieren en su masa.

• Se refieren a átomos de un mismo elemento.

Ejemplo: 6C12 6C14

Isótopos



Modelo mecanocuántico del átomo

Se sustituyó el modelo atómico de Bohr por modelos más

refinados.

La propuesta de de Broglie demostró que los

electrones muestran propiedades de ondas, además de

propiedades de masa. (Premio Nobel de Física 1929)

La ecuación de onda de Schrödinger formuló una

ecuación probabilística que incluía las propiedades de onda,

la naturaleza de la partícula y las restricciones cuánticas de

un electrón. (Premio Nobel de Física 1933).




Regiones de alta probabilidad representan niveles de

energía menos definidos y regiones denominadas

subniveles o subcapas.

Cada subnivel contiene uno o más orbitales

Cada orbital es una función matemática que corresponde

al interior de un átomo ocupada por un máximo de 2

electrones con espín opuesto.

Orbital s Orbital p




Mecánica cuántica compleja teoría que permite

calcular la probabilidad de encontrar un electrón en un

átomo.

Mediante aportes de notables científicos como:

Einstein, Planck, de Broglie, Bohr, Schrödinger y

Heinsenberg.



Ecuación de Schrödinger

Incorpora tanto el comportamiento de partícula, en

términos de masa, m, como el de onda, en términos de una

función de onda, (psi), que depende de la ubicación del

sistema en el espacio.

Especifica los estados de energía que puede aceptar un

electrón del átomo de hidrógeno e identifica funciones de

onda ().

MODELO MECANOCUÁNTICOMODELO MECANOCUÁNTICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología


El concepto de órbita se sustituye por el de orbital atómico

Orbital Atómico se considera como la función de onda

del electrón de un átomo.



Los números cuánticos

Son necesarios tres números

cuánticos:• el número cuántico principal• el número cuántico del momento

angular• el número cuántico magnético

Derivan de la ecuación de Schrödinger

Cuarto número cuántico, describe el comportamiento de un determinado electrón.



MODELO MECANOCUÁNTICOMODELO MECANOCUÁNTICO

Número cuántico principal (n):

puede tomar valores enteros: 1, 2, 3, etc.

define la energía de un orbital.

está relacionado con la distancia promedio entre un

electrón y el núcleo. Por lo tanto, a mayor n, el orbital es

más grande.



Número cuántico del momento angular (l):

expresa la forma de los orbitales.

dependen del valor asignado al número cuántico

principal, n.

l tiene todos los enteros posibles desde 0 hasta (n -1).

Ejemplo. Para n = 1, l tiene un solo valor posible: l = 0

si n = 2, l puede tener dos valores: 0 y 1

si n = 3, l puede tener tres valores: 0, 1 y 2.



l 0 1 2 3 4 5

Nombre orbital

s p d f g h

Por lo tanto, si l = 0, se tiene un orbital s;si l = 1, se tiene un orbital p.

MODELO MECANOCUÁNTICOMODELO MECANOCUÁNTICO

el valor de l se designa con la letras s, p d,... de la

siguientes forma:



El conjunto de orbitales que tienen el mismo valor de n,

se conoce como nivel o capa.

Los orbitales que tienen los mismos n y l, se conocen

como subnivel o subcapa.

Ejemplo.

El nivel con n = 2 está formado de dos subniveles (l = 0 y 1)

y corresponden a subniveles 2s y 2p.

2 representa el valor de n

s y p representan el valor de l (0 y 1).



Número cuántico magnético (ml):

describe la orientación del orbital en el espacio.

dependen del valor que tenga el número cuántico del

momento angular.



n l ml Nº de orbitales

Designación de los orbitales

1 0 0 1 1s

2 0 0 1 2s

1 -1, 0, +1 3 2px, 2py, 2pz

3 0 0 1 3s

1 -1, 0, +1 3 3px, 3py, 3pz

2 -2, -1, 0, 1, 2

5 3dxy, 3dyz, 3dxz

3dx2

-y2, 3dz

2

... ... ... ... ...

Relación entre los números cuánticos y los orbitales atómicos


Número cuántico del espín del electrón (ms):

dos movimientos posibles:

- en el sentido de las manecillas del reloj,

- en el sentido contrario

estos valores pueden ser +½ ó -½



Configuración electrónica los cuatro números cuánticos son suficientes para identificar

por completo en electrón.

Ejemplo. Determinar (n, l, ml, ms) para un orbital 2s

(2, 0, 0, +½) ó

(2, 0, 0, -½)



Ejercicio. Escriba los cuatro números cuánticos para un

electrón situado en el orbital 3p.

n = 3

l, representa al orbital p, y tienen tres valores posibles: -1, 0,

+1

Ms, puede ser +½ ó -½

Por lo tanto, se concluye que:

(3, 1, -1, +½) (3, 1, -1, -½)

(3, 1, 0, +½) (3, 1, 0, -½)

(3, 1, +1, +½) (3, 1, +1, -½)


Para un átomo de hidrógeno, que solo posee un electrón, el sistema es muy simple.

Para átomos polielectrónicos es necesario conocer la configuración electrónica.

Manera en que están distribuidos los electrones entre los distintos orbitales atómicos

Ejemplo.

1s1

Número de electrones en el orbital o subnivel

Número cuántico del momento angular l (forma)

Número cuántico principal, n


Diagrama de orbital muestra el espín del electrón.

Ejemplo. H

1s1



Principio de exclusión de Pauli no es posible que dos

electrones de un átomo tengan los mismos números

cuánticos.

Sólo dos electrones pueden coexistir en un orbital y con

espines opuestos.

Ejemplo. He

1s2 1s2 1s2 “Uno s dos”



Ejercicios.

Escriba la configuración electrónica y el diagrama de orbital

de los siguientes elementos :

B, Ni, As, I, Fe, Zn.

1s2s 2p3s 3p 3d4s 4p 4d 4f5s 5p 5d 5f6s 6p 6d 7s 7p

Orden de llenado de los subniveles atómicos, en un átomo polielectrónico.



• La teoría atómica de Dalton (1803) afirmaba que los átomos son

indestructibles. Sin embargo, no mencionó partícula subatómica

alguna.

• Thomson (1904) comprobó la existencia de los electrones y

reconoció la existencia de una parte positiva y una parte negativa

en el átomo.

• Rutherford (1911) llegó a la conclusión de que toda carga positiva

y, prácticamente, toda la masa del átomo está en el núcleo.

• Bohr (1913) visualizó a los electrones girando alrededor del núcleo

en “órbitas específicas” circulares.

• Schrödinger (1926) formuló ecuaciones que proporcionan

probabilidades de localización de electrones.

Resumen


TABLA PERIÓDICAPROPIEDADES Y CLASIFICACIÓN



Tabla Periódica

• Tabla en la que se encuentran agrupados los elementos que tienen propiedades químicas y físicas semejantes.

• Más de la mitad de los elementos se conocieron entre 1800 y 1900. Actualmente se conocen 118, 83 de los cuales se encuentran en la tierra en forma natural.



• Los elementos están acomodados de acuerdo con su

número atómico (que aparece sobre el símbolo de

elemento), en filas horizontales, llamadas períodos, y en

columnas verticales, conocidas como grupos o familias, de

acuerdo con sus semejanzas en las propiedades químicas.

TABLA PERIÓDICATABLA PERIÓDICAUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología


1

2

3

4

5

6

7

6

7

1A

2A 3A 4A 5A 6A 7A

8A

Metales

Alcalinos

Metales

Alcalinos-Térreos

Elementos de Transición

Halógenos

Gases

Nobles

Lantánidos

Actínidos

Grupos

Períodos

3B 4B 5B 6B 7B8B

1B 2B

Elementos

Representativos

Elementos

Representativos

Elementos de Transición Interna

TABLA PERIÓDICATABLA PERIÓDICA

Algunos grupos de elementos tienen nombres especiales:

• Los elementos del grupo 1A (Li, Na, K, Rb, Cs y Fr) se

llaman metales alcalinos.

• Los elementos del grupo 2A (Be, Mg, Ca, Sr, Ba y Ra) se

llaman metales alcalinotérreos.



• Los elementos del grupo 7A (F, Cl, Br, I y At) se

conocen como halógenos.

• Los elementos del grupo 8A (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn)

son los gases nobles.



Moléculas y iones

• Sólo los seis gases nobles del grupo 8A de la TP (He,

Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) existen en la naturaleza como

átomos sencillos. Se dice que son gases

monóatómicos.

• La mayor parte de la materia está compuesta por

moléculas o iones formados por los átomos.



Molécula: agregado de, por lo menos, dos átomos que

se mantienen unidos a través de fuerzas químicas

(llamadas enlaces químicos).

Una molécula puede contener átomos del mismo

elemento o átomos de dos o más elementos, siempre en

una proporción fija.



Por lo tanto, una molécula no es siempre un compuesto

que, por definición, está formado por dos o más

elementos.

Escuela de EnfermeríaClínica Alemana- UDD



Metales

• Tienen un lustre brillante; diversos colores, pero casi todos son plateados.

• Los sólidos son maleables y dúctiles

• Buenos conductores del calor y la electricidad

• Casi todos los óxidos metálicos son sólidos iónicos básicos.

• Tienden a formar cationes en solución acuosa.

• Las capas externas contienen poco electrones habitualmente tres o menos.

No Metales

• No tienen lustre; diversos colores.

• Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos.

• Malos conductores del calor y la electricidad.

• La mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias

moleculares que forman soluciones ácidas.

• Tienden a formar aniones en solución acuosa.

• Las capas externas contienen cuatro o más electrones.

Principales Características de Metales y No MetalesPrincipales Características de Metales y No Metales

CLASIFICACIÓN PERIÓDICACLASIFICACIÓN PERIÓDICADE LOS ELEMENTOSDE LOS ELEMENTOS



PROPIEDADESPROPIEDADES PERIÓDICASPERIÓDICAS

Radio atómico (RA)

Radio iónico (RI)

Energía de ionización (EI)

Electroafinidad (EA)

Electronegatividad (EN)



Radio atómico y Radio IónicoRadio atómico y Radio Iónico

Radio atómico. Su valor está sobre la esfera.Radio iónico. Su valor está al lado de la esfera.

PROPIEDADES PERIÓDICASPROPIEDADES PERIÓDICASUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología


Energía de ionización (EI)

GrupoPeríodo



Electroafinidad (EA)

Período


Electronegatividad (EN)

Es la tendencia que tiene un átomo, ión o molécula

para atraer electrones.

Referente al átomo, es la tendencia que tiene para

atraer electrones comprometidos en un enlace.



ResumenResumen



ENLACE QUÍMICO



OBJETIVOSOBJETIVOS

Unidad 2. El Enlace Químico

A nivel de conocimiento declarativo• Desarrollo de Enlaces iónico y covalente.• Polaridad de enlace.• Enlaces metálicos.• Enlaces intermoleculares, puente de hidrógeno.• Consecuencias del enlace químico.

A nivel de conocimiento de procedimientos• Distinción entre enlace covalente e iónico.

A nivel de conocimiento de actitudes• Reconocer de la naturaleza electrostática de la unión

química.



ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO

Se define como enlace químico a la fuerza que mantiene unidos a los átomos de una molécula.

Los átomos al reaccionar pueden ceder, captar o compartir electrones, dando origen a distintos tipos de enlace.

Enlace IónicoEnlace Covalente

Enlace Covalente ApolarEnlace Covalente PolarEnlace Covalente Coordinado



Enlace Iónico

• Se caracteriza porque un elemento cede electrones y

otro los capta. La diferencia de EN de estos elementos

debe ser superior a 1,7. Debido a esta diferencia de EN,

la polarización del enlace se hace tan grande que

ambos átomos se ionizan.

Ejemplo: NaCl Na…..Cl

ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICOUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología


Enlace Iónico



Enlace Covalente

Se forma cuando los átomos enlazados aportan igual número de electrones y el par o los pares electrónicos del enlace se encuentra perfectamente compartidos.La diferencia de EN tiene que ser menor que 1,7.

Ejemplo: H2, Cl2, O2, N2, HCl

Longitud de Enlace


Enlace Covalente



Enlace Covalente con carácter Iónico (Covalente

Polar)

• Se forma cuando el par de electrones del enlace es

aportado por ambos átomos participantes, sin

embargo, por diferencias de electronegatividades uno

de los átomos atraerá con más fuerza los electrones

del enlace y por lo tanto polarizará el enlace.

Ejemplo: HCl H Cl



Enlace Covalente Coordinado o Dativo

• Se forma cuando el par de electrones del enlace es

aportado por uno solo de los átomos participantes.

• Para representar este enlace se utiliza una flecha que

va desde el átomo que aporta el par de electrones hasta

el átomo que sólo los comparte.

• Se forma con elementos que no están muy distantes

en la tabla periódica (EN relativamente iguales).

Ejemplo: F3B NH3



• En general, si dos átomos enlazados poseen igual

electronegatividad, estarán unidos por un enlace

covalente apolar.

• Electronegatividades menores o iguales a 1,7 el enlace

será covalente polar, si esta diferencia es mayor a 1,7 el

enlace será iónico.



Fuerzas Intermoleculares (Atracciones Dipolares)

Dipolo-dipolo

Ión-dipolo inducido

I-D

D-DD-D

I-D

D-D



Enlace o puente de Hidrógeno

Fuerzas Intermoleculares

H2O CH3CH2OH NH3



• Una forma simple de representar un enlace químico es

la estructura de Lewis mediante la regla del octeto.

Estructura de Lewis, Regla del Octeto

• Las estructuras de Lewis para los elementos consisten

en representar el símbolo del elemento rodeado de los

electrones de valencia del átomo. Éstos corresponden a

los electrones del último nivel de energía de dicho

átomo.



Estructuras de la última capa o nivel de energía para los elementos representativos y gases nobles.



1. Los átomos al reaccionar tienden a completar 8 electrones en su capa de valencia ya sea cediendo, captando o compartiendo electrones (Regla del Octeto). De esta forma

se logra una mayor estabilidad por formación de estructuras electrónicas de gas noble.

2. En los enlaces iónicos, donde hay transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro, el resultado es la formación de iones positivos y negativos.

Ejemplo: Na + Cl Na+ Cl•••

•••

•• •••

•••

••-

Reglas para esquematizar estructuras de Lewis

ESTRUCTURA DE LEWISESTRUCTURA DE LEWISUniversidad Iberoamericanade Ciencias y Tecnología


3. En los elementos covalentes hay partición mutua de pares electrónicos entre los átomos enlazados.

Ejemplo: Cl + Cl Cl Cl•••

•••

• •••••

•• •••

•••

• •••••

••

Reglas para esquematizar estructuras de Lewis



1. Los átomos de magnesio y cloro forman un enlace iónico.¿Cuál sería la estructura de Lewis si ZMg = 12 y ZCl = 17?

Primero se determina la configuración electrónica para cada átomo.

12Mg = 1s2 2s2 2p6 3s2 Grupo II

17Cl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Grupo VII

Mg2+

Cl•••••

•••--

Cl••

•• ••••

Enlace iónico

ESTRUCTURA DE LEWISESTRUCTURA DE LEWIS

Ejemplo



2. Los átomos de carbono y cloro forman un enlace covalente. ¿Cuál sería la estructura de Lewis del tetracloruro de carbono si ZC = 6 y ZCl = 17?

6C = 1s2 2s2 2p2 Grupo IV

17Cl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Grupo VII


Ejemplo

C •••••

•••••

•••

•••

•• •••

•••

•••

•Cl

ClCl Cl• •

Enlaces Covalentes

•

•


3. ¿Cuál será la estructura de Lewis de la unión del

trifluoruro de boro con el amoníaco?

ZB = 5 ; ZF = 9 ; ZN = 7 ; ZH = 1

5B = 1s2 2s2 2p1 Grupo III

7N = 1s2 2s2 2p3 Grupo V

9F = 1s2 2s2 2p5 Grupo VII

1H = 1s1 Grupo I


Ejemplo



xx

Enlace Covalente Coordinadoo Enlace Dativo



unidad 1 1 .estructura at mica unidad 2

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