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    estructura atómica: iones y átomos estructura atómica: iones y átomos Presentation Transcript

    • QUÍMICA GENERAL Bioquímica y Farmacia Industrias Agropecuarias Biología Msc. José Miguel Andrade jmandrade@utpl.edu.ec
    • LECCIÓN 4. Complete el siguiente cuadro a partir de la información. Diga cual de los elementos representan isótopos e isóbaros. Eleme Z ntos A P 225 R 87 #n 72 200 #p Q 84 220 S T #e- 0 68 0 105
    • 5. Estructura atómica: iones y átomos 5.1. Descubrimiento de la estructura atómica. 5.2. Los electrones en los átomos. 5.3. Modelo mecánico cuántico del átomo. 5.4. Niveles energéticos de los electrones. 5.5. Electrones de valencia y símbolos de Lewis. 5.6. Subniveles de energía y orbitales. 5.7. Subniveles energéticos y tabla periódica. 5.8. Configuraciones electrónicas y diagramas de orbitales.
    • 5.1 Descubrimiento de la estructura atómica
    • MODELOS ATÓMICOS Dalton (1803) Thomson (1897) Rutherford (1911) Bohr (1913) Modelo actual
    • Dalton (1803) • Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, es decir, la primera teoría científica que considera que la materia está dividida en átomos.
    • Thomson (1897) • Demostró la existencia de partículas cargadas negativamente, los electrones.
    •  Thomson considera al átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva (intuyó la existencia de carga positiva en el átomo), en la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma similar a las pepitas de una sandía).
    • Rutherford (1911) • La experiencia de Rutherford, invalida en gran parte el modelo anterior y supone una revolución en el conocimiento de la materia.
    •  Rutherford introduce el modelo planetario, que es el más utilizado aún hoy en día. Considera que el átomo se divide en:
    • - Un núcleo central, que contiene los protones y neutrones (y por tanto allí se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo) . - Una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, de forma similar a como los planetas giran alrededor del Sol.
    • Bohr (1913) Bohr propuso un nuevo modelo atómico, a partir de los descubrimientos sobre la naturaleza de la luz y la energía.
    • Postulados • Los electrones giran en torno al núcleo en niveles energéticos bien definidos. • Cada nivel puede contener un número máximo de electrones. • Es un modelo precursor del actual.
    • Modelo Actual CORTEZA ÁTOMO electrones. protones. NÚCLEO neutrones. • Los electrones se distribuyen en una determinada zona llamada ORBITAL. Y se distribuyen en diferentes niveles energéticos en las diferentes capas.
    • 5.2 Los electrones en los átomos  Bohr: Los electrones de los átomos están en niveles de energía específicos.  Los electrones no pueden tener cualquier cantidad de energía, deben tener ciertos valores específicos.  La energía total de un electrón cambia al pasar de un nivel de energía a otro dentro de un átomo.
    •  La absorción de un fotón o cuanto de energía eleva al electrón a un nivel más alto de energía estado excitado.  Existen 4 métodos para llevar electrones de átomos a niveles altos de energía: 1. Calor 2. Luz 3. Bombardeo con electrones
    •  Modelo atómico de Bohr: Los electrones se mueven en orbitas en torno al núcleo.  Los átomos que tienen todos sus electrones en sus estados de energía más bajos estado basal.  Ionizacion: ocurre si un átomo recibe la energía suficiente y se le puede arrancar uno o más electrones. Se forman iones con cargas 1+. 2+ o 3+ cuando un átomo pierde 1,2,o 3 electrones.  Energía de ionización: es la energía necesaria para extraer un electrón de un átomo gaseoso en su estado basal
    • Átomos de Bohr y electrones de valencia. Cada nivel de energía solo podía tener cierto número de electrones. El número máximo de electrones en un nivel de energía 2n2 dónde n= al nivel de energía que se esta llenando. – Nivel 2n2 – 1 2(1)2 2 – 2 2(2)2 8 – 3 2(3)2 18 – 4 2(4)2 32 Número máximo de electrones
    • Ejemplos de H, He y Li. Los electrones del nivel de energía mas externo se conoce como electrones de valencia. ◦ N, O, F, Na Diagrama ◦ 5.4 ◦ 5.45 ◦ 5.47 ◦ 5.49 de Bohr. (ejercicios)
    • 5.3 Modelo mecánico cuántico del átomo MECANICA CUÁNTICA MODERNA
    • De Broglie: Sugiere que los electrones se comportan de dos formas, tanto como partículas y como ondas. Schrödinger: Formuló una ecuación probabilística que incluía las propiedades de onda, la naturaleza de partículas y las restricciones cuánticas de los electrones. El mismo permite obtener valores que corresponden a regiones de alta probabilidad de encontrar a los electrones en torno a un núcleo.
    •  Principio de incertidumbre de Heisenberg. ◦ Heisenberg llegó a una conclusión de que es imposible establecer con precisión tanto la posición como la energía de un e-. ◦ Si electrón se comporta como partícula, debería ser posible establecer de forma precisa su ubicación; pero si es una onda como lo propuso De Broglie, entonces no podemos conocer su ubicación precisa. ◦ Por tanto y de acuerdo con el principio de incertidumbre es imposible establecer la trayectoria de un electrón. ◦ En la actualidad con la compleja teoría de la mecánica cuántica es posible calcular la probabilidad de encontrar un electrón en lugares específicos dentro de un átomo o molécula.
    • 5.4 Niveles energéticos de los electrones • • Según la teoría moderna de la mecánica cuántica, a cada nivel de energía principal (n), se le asigna un número entero positivo 1, 2, 3….. En la TP los elementos del 2do periodo, tienen el 1ro nivel de energía lleno y de uno a 8 electrones externos en el segundo nivel de energía. Número máximo de electrones permitidos por nivel de energía principal. Nivel de energía principal (n) Número máximo de electrones permitidos por nivel de energía = 2n2 1 2 x (1)2 = 2 2 2 x (2) 2 = 8 6 2 x (6)2 = 72* NOTA: Ningún átomo de ningún elemento conocido tiene el número de electrones suficiente para llenar totalmente estos niveles de energía.
    • Diagramas de Bohr. Un diagrama de Bohr es una manera simplificada para representar un átomo basado en el modelo de Rutherford-Bohr. Representa el núcleo de un átomo y sus niveles de energía principal con sus respectivos electrones. Ejercicio 5.6; pág. 137
    • 5.5 Electrones de valencia y símbolos de Lewis Los electrones de valencia son los electrones que se encuentran en los mayores niveles de energía del átomo. Los electrones de valencia son los responsables de la interacción entre átomos de distintas especies o entre los átomos de una misma especie. Tiene una importancia especial porque participan en las reacciones químicas.
    • Símbolos de Lewis: Son una representación gráfica para comprender donde están los electrones en un átomo, colocando los electrones de valencia como puntos alrededor del símbolo del elemento: Xv v Ejercicio 5.7, pág. 139
    • Regla del octeto: Los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa con 8 e- (4 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s2p6 Tipos de pares de electrones: 1- Pares de e- compartidos entre dos átomos (representado con una línea entre los at. unidos) · enlaces sencillos · enlaces dobles · enlaces triples 2Pares de e- no compartidos (ó par solitario).
    • Estructuras de Lewis Enlace iónico CaO Enlace O2 CO2 H2O CH4 covalente.
    • Valencia Capacidad de combinación de los átomos entre sí por medio de sus electrones de su último nivel. Los átomos pueden ceder o captar electrones con la finalidad de completar 8 e- (octeto) en su último nivel. Valencia positiva y valencia negativa
    • Valencia Positiva • Es el número positivo que refleja la máxima capacidad de combinación de un átomo • Este número coincide con el Grupo de la Tabla Periódica al cual pertenece.
    • Por ejemplo: Cloro (Cl) es del Grupo VII A por lo que su valencia positiva máxima es 7. Sodio (Na) es del Grupo I A por lo que su valencia positiva máxima es 1.
    • Un átomo funciona con valencia positiva cuando pierde los electrones de su última órbita o nivel. Si un átomo tiene 1 e- en su último nivel, lo cede y su valencia es (+ 1) Si un átomo tiene 3 e- en su último nivel, lo cede y su valencia es (+ 3)
    • Valencia Negativa • Un átomo funciona con valencia negativa cuando gana electrones. • Si un átomo tiene 4e- en su último nivel, gana 4 e- y su valencia es (- 4).
    • 5.6 Subniveles de energía y orbitales • Cada nivel de energía principal de un átomo tiene uno o más subniveles. Nivel de energía principal (n) # de subniveles Tipo orbitales 1 1 1s 2 2 2s, 2p 3 3 3s, 3p, 3d 4 4 4s, 4p, 4d, 4f • El nivel de energía n, tiene n subniveles. • Cada subnivel tiene uno o más orbitales, cada uno de los cuales es una región de forma tridimensional específica. 34
    • Cada orbital de los subniveles puede contener dos e-, un par como máximo, pero los electrones de este par deben tener espines opuestos. Esto se conoce como el Principio de exclusión de Pauli.
    • Principio de Exclusión de Pauli Un orbital puede contener un máximo de dos electrones, los cuales deben tener espines puestos. NÚMERO CUÁNTICO ESPÍN (s) El cuarto número cuántico se denota con la letra s y se le denomina número cuántico de espín o de giro del electrón. Este número tiene dos valores por cada valor del número cuántico m, los valores son -1/2 o +1/2 y denotan los posibles giros del electrón alrededor de su propio eje.
    • Niveles, subniveles y orbitales electrónicos Nivel de  energía principal, n # de subnivele s Tipo de orbital # de orbitales # máximo de e por subnivel # máximo total de e 1 1 1s 1 2 2 2 2 2s 1 2 2p 3 6 3s 1 2 3p 3 6 3d 5 10 4s 1 2 4p 3 6 4d 5 10 4f 7 14 Se habla de niveles y subniveles 3 4 3 4 8 18 32
    • Los electrones en los orbitales.  Subnivel s. ◦ La probabilidad electrónica se representa mediante un orbital s con simetría esférica. ◦ Tiene una sola posición en el espacio por ello tiene un orbital y en ella entran 2 e-.
    •  Subnivel p. ◦ Cada subnivel p consiste en 3 orbitales p de igual energía pero diferente orientación en el espacio. ◦ Tiene forma de mancuerna, con dos lóbulos o regiones ◦ Tiene 3 posiciones en el espacio, por tanto tienen 3 orbitales y entran 6 e-.
    •  Subnivel d. ◦ Las formas son mas complejas que las de s y p. 4 de los 5 orbitales d tienen 4 lóbulos cada uno. ◦ Tienen 5 posiciones en el espacio, es decir 5 orbitales diferentes, y en total pueden llevar 10 e-.
    •  Subnivel f. ◦ Las formas son aún mas complejas que las de los orbitales d; la mayor parte de ellos tienen 8 lóbulos. ◦ Tiene 7 posiciones en el espacio, por tanto tiene 7 orbitales y lleva un total de 14 e-. • La cantidad de orbitales esta dada por la cantidad de posiciones en el espacio que tenga el subnivel. • Por cada orbital de los subniveles entran 2 electrones.
    • 5.7 Subniveles energéticos y la tabla periódica
    • La ley periódica y la tabla periódica Configuraciones electrónicas: Base de la organización en la tabla periódica .
    • 5.8 Configuración electrónica y diagramas de orbitales  Configuración electrónica: ◦ Muestra de forma concisa el número de electrones que hay en cada subnivel de un átomo.   Diagrama ◦ de orbitales: Sirve para representar la distribución de los electrones dentro de los orbitales.
    • Orden de llenado de los subniveles Principio de llenado Aufbau.- Los orbitales se llenan en orden creciente de energía, con no más de dos electrones por orbital. s = 2ep = 6ed = 10ef = 17e- Ejercicio 5.9, pág. 144
    • Configuración electrónica y diagramas de orbitales. Azufre, (S) Z = 16: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
    • Generalmente se emplean círculos para representar orbitales. Un círculo representa un orbital s. • Para que dos e- ocupen un mismo orbital deben tener espines opuestos. Una sola flecha dentro del círculo representa un solo electrón. Dos flechas que apuntan en sentido apuesto representan un par de electrones con espines opuestos.
    • Los electrones no se aparean en un orbital hasta que todos los orbitales de ese subnivel tienen cada uno un electrón. Regla de Hund. Los electrones no apareados tienen espines iguales. Ejemplo: N. tiene tres electrones en el subnivel 2p que permanecen sin aparearse como predice la regla de Hund.
    • Configuración electrónica abreviada  Reducir el especio de elementos con muchos electrones. ◦ 1. Localizar el elemento especificado en la TP y escribe el símbolo del gas noble inmediato anterior entre corchetes para luego escribir la configuración electrónica de los electrones externos restantes. Plata (47): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d9 Ejercicio 5.10, pág. 148
    • Escriba la configuración electrónica para el átomo de Sr: ◦ En notación spdf ◦ Diagramas orbitales ◦ Y en la notación abreviada gas noble.