Quimica 2

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Quimica 2

  1. 1. Tema 2 Estructura Atómica y Enlace Químico En este tema estudiaremos entre otras cosas:  La Estructura Atómica,  Las  diferentes  teorías  que  fueron  surgiendo  como  consecuencia  del  Método  Científico  (modelos  atómicos)  así como fueron modificándose o descartándose como consecuencia  del mismo, hasta llegar al Modelo Atómico actual   (Teoría Cuántica)                         Podemos conocer ‐ el N° de electrones ‐ su distribución en un elemento Permitiéndonos de esta manera: Agrupar los diferentes elementos sistemáticamente en una  TABLA PERIÓDICA  Predecir algunas  propiedades químicas y físicas de los mismos 1
  2. 2. Historia: Época de los griegos (470- 322 a.C) Empédocles Demócrito Aristóteles Naturaleza de, la materia ?????? Tierra , aire, agua y fuego Átomos Tierra , aire, agua y fuego 2000 años mas tarde 2
  3. 3. La teoría atómica de Dalton (1808) 1. Los elementos (materia) está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables llamadas átomos. 2. Los átomos de un mismo elemento son iguales tanto en masa, tamaño como en sus demás propiedades. Los átomos de un elemento son distintos de los átomos de otros elementos. 3. Los compuestos se forman por la unión de dos o mas átomos de elementos distintos. 4. En cualquier compuesto, el número de átomos presentes es siempre un entero o una relación simple.(ley de la composición definidas) 5. Los átomos de dos elementos pueden combinarse en diferentes proporciones para fromar mas de un compuesto. (Ley de la proporciones múltiples) 5. En una reacción química ordinaria los átomos pasan de una sustancia a otra, pero ningún átomo de un eleemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento. 3
  4. 4. Posteriores investigaciones (1850 y que se extendieron hasta el siglo XX) desencadenó una serie de acontecimientos que fueron introduciendo modificaciones al modelo atómico propuesto por Dalton. Experiencias que ponen de manifiesto la no indivisivilidad del átomo Experiencias relacionadas con fenómenos eléctricos Periodicidad en las propiedades de las sustancias simples Experiencias en tubos de descarga con gases a baja presión Descubrimiento de los rayos catódicos El descubrimiento de la radiactividad 4
  5. 5. B Modelo atómico de J. J. Thomson , publicada entre los años 1.898 y 1.904 La primera evidencia de la existencia de partículas subatómicas se obtuvo de los estudios de conductividad electrica de gases a bajas presiones 5
  6. 6. Placas cargadas électricamente CM Anulan CE Diferencia de potencial >1000 Voltios Placas cargadas eléctricamente J.J. Thomson, Determinó la masa/carga del e- (1906 Premio Nobel de Física) 6
  7. 7. Tubo de rayos catódicos PN PS 7
  8. 8. B.- MODELO ATÓMICO DE THOMSON Thomson quiso identificar a estas partículas llamadas  electrones de alguna forma, y para esto determinó la  relación carga a masa (e/m) por diferentes métodos.  El valor obtenido fue: e/m=-1.76 x 108 C/g . Sabiendo que e = ‐1.6x1019 C, determinado por                    Millikan, Thomson pudo determinar la masa de un        electrón, como: m  = 9.09x10‐28 g 8
  9. 9. B.- MODELO ATÓMICO DE THOMSON Con el descubrimiento de los electrones (partículas con  carga negativa)  Que los átomos son eléctricamente neutros  Deducción de THOMSON Para que un átomos sea neutro este debe contener el mismo número de cargas positivas y negativa 9
  10. 10. B.- MODELO ATÓMICO DE THOMSON Esfera uniforme de materia con carga positiva, dentro del cual se encuentran los electrones Masa de carga Electrones positiva 10
  11. 11. Radiactividad • En  1895  muchos  científicos  fueron  atraídos  por  el  estudio de los R. Catódicos • Un  Fisico Aleman (Wilhem)  hizo  incidir  Rayos  Catódicos sobre el vidrio y los metales y observó: Estos emitian ciertos rayos desconocidos Los rayos eran enrgético, Podian atravesar la materia Oscurecian placas fotograficas aun estando cubiertas Producian fluorescencia en algunas sustancias No eran desviados de su trayectoria por un imán. Por tanto no estaban constituidos por partículas con carga como los rayos catódicos Por su naturaleza desconocida los llamo RAYOS X 11
  12. 12. Radiactividad • Poco  después  Becquerel que  estudiaba  las  propiedades  fluorescentes de las sustancia descubrió: Algunos compuestos de Uranio causaban el oscurecimiento de placas fotografícas estando cubiertas, incluso en ausencia de rayos catódicos Los rayos eran enrgético, No eran desviados de su trayectoria por un imán. Se diferencian de los Rayos X en que eran emitidos de manera espontánea Marie Curie, sugirió el nombre de radiactividad para describir la emisión espontánea de partículas y/o radiación Desde entonces se dice que un elemento es radiactivo si emite radiación de manera espontánea 12
  13. 13. Radiactividad (+) (-) Tres tipos de rayos emitidos por elementos radiactivos 13
  14. 14. C.- MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (El protón y el núcleo) 1. Utilizó partículas alfa para bombardear láminas de oro y otros metales(Premio Nobel de Química en 1908) Lámina de oro Emisor de partículas α He2+ Ranura Pantalla detectora 14
  15. 15. C.- MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (El protón y el núcleo) Observaciones del experimento La mayoría de las partículas atravesaban la lámimna sin desviarse o con una ligera deviación De vez en cuando algunas partículas α eran desviadas un gran ángulo de su trayectoria ¡ En algunos casos las partículas regresaban por la misma trayectoria hacia la fuente radiactiva!!!!! Siguiendo el modelo de Thompson se esperaba que las partículas alfa atrvesaran la lámina sin desviarse o con una desviación mínima 15
  16. 16. C.- MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (El protón y el núcleo) Comentario de Rutherford sobre los resultados del experimento ¡ Resultó tan increíble como si Ud. hubiera lanzado una bala de 5 pulgada a un papel de seda y la bala se hubiera regresado! Explicación de los resultados 1. La mayor parte del átomo es espacio vacío. Esto explica por qué no se desvían la mayoría de las partículas 2. La carga positiva de un átomo está concentrada en un conglomerado central dentro del átomo, que denominó NUCLEO. Por tal motivo cuando una partícula α pasa cerca del núcleo actuaba sobre ella una fuerza de repulsión por eso la desviaba. Y cuando incidía directamente sobre el núcleo la repulsión era tan grande que se invertia su trayectoria 16
  17. 17. C.- MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (El protón y el núcleo) 1 Las partículas en el núcleo con carga positva reciben el nombre de protones 2 En otro experimento se encontro que los protones tiene la misma cantidad de carga que los electrones y que su masa es 1840 veces mas grande que la masa del electrón 17
  18. 18. C.- MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (El protón y el núcleo) Con este modelo, los científicos visualizaban el átomo de la siguiente manera • 1.‐ UN ÁTOMO CONSTA DE DOS SECCIONES UN NÚCLEO UNA SECCIÓN QUE LO RODEA ( CORTEZA) PROTONES ELECTRONES • 2.‐ EL VOLUMEN DEL NÚCLEO OCUPA 1/1013 DEL VOLUMEN  TOTAL DEL ÁTOMO • 3.‐ LA MASA DEL ÁTOMO ESTA CASI TODA  REUNIDA EN EL  NÚCLEO 18
  19. 19. Experimento de Chadwick (1932) (DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN) (Premio Nobel de Física en 1935) A pesar del éxito de Rutherford al explicar la teoría atómica, otro problema importante permanecía sin resolver: Átomos de H - 1 p; Átomos de He - 2 p Masa de He/masa de H debería ser 2:1 En realidad Medida de la masa de He/masa de H = 4:1 He 2p y 2n/H 1p α + 9Be 1n + 12C + energía Esas partículas las llamó neutrón (n) porque no tienen carga. Masa de n ~ masa de p = 1.67 x 10-24 g 19
  20. 20. Masa de p = masa de n = 1840 x masa de e- 20
  21. 21. C.- MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (El protón y el núcleo) • 1.‐ UN ÁTOMO CONSTA DE DOS SECCIONES ‐ Un núcleo  ‐ Una sección que lo rodea llamada CORTEZA • 2.‐ En el núcleo : Protones y neutrones • 3.‐ La corteza : Los electrones se encuentran girando alrededor de del núcleo; describiendo  órbitas circulares de forma similar a los planetas que giran alrededor del sol;  denominándose Sistema planetario en miniatura.  • 5.‐ La masa del átomo esta casi toda reunida en el núcleo • 6.‐ El diámetro del átomo es aproximadamente unas 10000 veces mayor que el diámetro  del núcleo. Por lo tanto, el átomo es prácticamente hueco, al poseer espacios interatómicos. • 7.‐ La  fuerza  centrífuga  que  desarrolla  al  girar  el  electrón,  contrarresta  la  fuerza  de   • atracción electrostática que ejerce el núcleo (+) sobre el electrón (‐). 21
  22. 22. Error de Rutherford: Según la física clásica un cuerpo cargado eléctricamente al estar en movimiento este emite energía; por lo tanto, el electrón perderá energía y caería hacia el núcleo con una trayectoria de espiral, lo que no sucede con la experiencia. El modelo no podía explicar los espectro de los átomos De la física clásica a la teoría cuántica Dos años mas tarde la solución a este problema la dió en 1913 Niels Bohr basándose en la Teoría Cuántica de la radiación electromagnética, dada a conocer por Max Planck. 22
  23. 23. Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos Los intento de los físico del siglo XIX por entender a los átomos y las moléculas tuvo un éxito limitado al suponer : Las moléculas rebotan como pelotas, lo que permitió Predecir y explicar algunos fenómenos macroscópicos como la presión que ejercen los gases. Sin embargo este modelo no era capaz de explicar la estabilidad de las moléculas, es decir las fuerzas que mantiene unidos a los átomos En 1900 se inició una nueva era de la física con Max Planck. Cuando descubrió que los átomos y la moléculas emiten energía solo en cantidades discretas. Hasta ese momento los físicos suponían que la energía era continúa y que en el proceso de radiación se podía liberar cualquier cantidad de energía Gran parte de lo que hoy se conoce sobre la estructura electrónica de los átomos proviene del análisis de la luz emitida o absorbida por las sustancias. Por tanto, si queremos entender los fundamentos de nuestro modelo actual de la estructura electrónica, es preciso aprender más de lo que ustedes conocen 23 como la luz
  24. 24. La radiación electromagnética (RE) La luz que vemos con nuestros ojos, la luz visible, es un tipo de radiación electromagnética (RE). La RE se define como un tipo de energía que se transmite a través del espacio a grandes velocidades. Se clasifica en siete ámbitos o regiones: - Rayos gamma - Rayos X - Rayos Ultravioleta - La luz Visible – Infrarroja -Microondas Radiofrecuencia. Se denomina espectro electromagnético a la distribución energética del conjunto de las ondas electromagnéticas. Aumento de la energía 24
  25. 25. Propiedades generales de la radiación electromagnética (RE) l Existen dos modelos que intentan explicar el comportamiento de estas radiaciones para mostrar como se tranfiere esta energia de un lugar a otro El modelo ondulatorio  El modelo corpuscular. (ONDA) Considera a la RE como una  onda sinusoidal, que viaja en  Considera  a  la  RE  como  un  flujo  de  línea recta a grandes  partículas  discretas,  o  paquete  velocidades ondulatorios  de  energía  denominados  Una  onda  se  puede  fotones, en los que la energía de un fotón  considerar  como  una  es  proporcional  a  la  frecuencia  de  la  perturbación  vibracional por  radiación.  medio  del  cual  se  transmite  Efotón = h ν energía  h = cte de Planck = 6,624 x 10‐27 ergios seg Este  doble  punto  de  vista  de  la  RE  como  onda    y  como  partícula  no  es  mutuamente excluyente sino complementario. 25
  26. 26. Propiedades ondulatorias de la RE 1) Longitud de onda (λ) es la distancia que existe entre dos puntos idénticos en una serie de ondas. 2) Amplitud: Distancia vertical desde el punto medio de la curva hasta una cresta (punto máximo) o un valle (punto mínimo). 3) La frecuencia (ν) es el número de ondas que pasan por un determinado punto en un intervalo de 1 segundo.  (Hertz = 1 ciclo/seg). 4) La velocidad (u)  que depende del tipo de onda y del medio en que viaja (aire, agua, vacío). u= λν 26
  27. 27. Maxwell (1873), estableció que la luz visible está formada por ondas electromagnéticas (OEM) Según la teoría de Maxwell una OEM tiene un componente eléctrica y un magnetíca Estos componentes tienen una misma longitud de onda y frecuenca y por tanto la misma velocidad. Viajan en planos perpendiculares entre si Velocidad de la luz (en el vacío) = 3.00 x 108 m/s 27
  28. 28. El modelo corpuscular de la RE. ¿Por qué los sólidos cuando se calientan hasta la incandescencia emiten RE que abarca una gran gama de longitudes de onda? Los resultados del siglo XIX demostraron que la energía emitida por esos sólidos calentados depende de su longitud de onda La física clásica suponía que los átomos y las moléculas podían emitir (o absorber) cualquier cantidad de energía Max Planck en el año 1900 Sostenía que los átomos y la moléculas pueden emitir (o absorber) energía radiante solo en cantidades discretas, como pequeños paquetes o cúmulos. Planck le dio el nombre de cuanto (fotón) a la mínima cantidad de energía que puede ser emitida (o absorbida) en forma de RE. 28
  29. 29. La energía de un fotón (E) E=hxν ecuación 1 h= Constante de Plank, vale h = 6.63 x 10-34 J•s y ν = frecuencia de la radiación Según la teoría cuántica, la energía se emite en múltiplos de h x ν, es decir h x ν → 2 h x ν → 3 h x ν….. pero nunca 1,67 h x ν → 4,98 h x ν 29
  30. 30. Basado en la Hipótesis de Plank: Einstein en 1905. Efecto Fotoeléctrico. Fenómeno en el cual los electrones son lanzados desde la superficie de ciertos metales cuando se les hace incidir RE de por lo menos una cierta frecuencia mínima denominada frecuencia umbral 30
  31. 31. Efecto fotoeléctrico Einstein propuso que al incidir RE sobre la lámina, cada fotón cede su energía (E=h‫)ע‬ Los electrones se mantienen en un metal unido por fuerzas de atracción, para removerlos se requiere luz de alta frecuencia (energía alta) para poder liberarlos. Si la frecuencia de los fotones es tal que h‫ ע‬es igual a la energía de enlace (EE) de los electrones en el metal, entones la luz tendrá la energía suficiente para liberar los electrones Si se utiliza luz de mayor frecuencia, los electrones no solo serán liberados sino que adquieren cierta energía cinética (EC). En este caso hν = EC + EE EC = hν - EE Se deduce que cuanto mas energético es el fótón > es EC 31
  32. 32. TEORIA DE BOHR DEL ÁTOMO DE HIDRÓGENO Espectros de emisión de las sustancias Se refiere a espectros continuos o línea espectrales de la radiación emitida por las sustancias (elementos o compuestos) Los espectros de emisión se obtienen al suministrar a una muestra del material energía térmica o algún otra forma de energía (como una descarga eléctrica de alto voltaje si la sustancia es gaseosa) Espectros de emisión de los átomos Los espectros de emisión de los átomos de los elementos en fase gaseosa constan de líneas discretas emitidas a longitudes de ondas específicas. Cada elemento tienen un espectro de emisión único. Las líneas características de un espectro atómico se pueden utilizar en análisis químico para identificar átomos desconocidos, igual que las huellas digitales sirven para identificar a una persona 32
  33. 33. Dispositivo experimental que se utiliza para producir espectros de emisión de átomos y moléculas. Espectro de emisión de líneas de los átomos de hidrógeno 33
  34. 34. 34
  35. 35. NIELS BOHR -EXPLICACIÓN DEL ESPECTRO DE EMISIÓN DEL ÁTOMO HIDRÓGENO- Sus investigaciones lo llevaron a suponer Los electrones de un átomo se encuentran en regiones específicas girando alrededor del núcleo en orbitas circulares a gran velocidad sin emitir energía Si la energía no se emite en forma continua (según Planck), entonces los electrones tienen varias energías posibles que corresponden a diversas orbitas posibles, a varias distancias del núcleo. Por tanto un electrón tienen que estar en un nivel de energía específico; no puede existir entre dos niveles de energía. POR TANTO LA ENERGIA DEL ELECTRON ESTA CUANTIZADA Cuando un átomo de hidrogeno absorbe uno o mas cuantos de energía su electrón “salta” a un nivel de mayor energía 35
  36. 36. NIELS BOHR -EXPLICACIÓN DEL ESPECTRO DE EMISIÓN DEL ÁTOMO HIDRÓGENO- Bohr explica el espectro de emisión del hidrógeno de la siguiente forma 1. En los átomos existen varios niveles de energía disponibles y el menor de ellos se llama estado fundamental este se encuentra mas cerca del núcleo 2. Cuando un electrón cae de un nivel de mayor energia a uno de menor energía, se emite un cuanto de energía en forma de luz a una frecuencia o longitud de onda específica. Esa luz corresponde a una de las líneas visibles del espectro del hidrógeno 36
  37. 37. NIELS BOHR-EXPLICACIÓN DEL ESPECTRO DE EMISIÓN DEL ÁTOMO HIDRÓGENO- Bohr demostró que la energía que el electrón puede tener en el átomo de hidrógeno estan dadas por 1 En = -RH ( 2) n n es un número entero (Número cuántico) tiene valores de n= 1,2,3,… RH (Constante de Rydberg) = 2.18 x 10-18J El signo negativo en la ecuación es una convención arbitraria y significa que la energía del electrón en el átomo es menor que la del electrón libre, es decir la de un electrón situado a distancia infinita del núcleo El valor mas negativo de En lo alcanza cuando n=1, y correpsonde al estado energético mas estable del electrón y se llama estado fundamental, que se refiere al estado energético mas bajo de un átomo. 37
  38. 38. Niveles de energía para el átomo de hidrógeno y las distintas series de emisión ni = 3 ni = 3 Efotón = ΔE = Ef - Ei 1 Ef = -RH ( 2 ) nf ni = 2 1 nf = 2 Ei = -RH ( 2 ) ni 1 1 ΔE = RH( 2 ) ni n2 f nnf= 11 f = 38
  39. 39. ¿Por qué las energías del electrón están cuantizadas? ¿Por qué el electrón en el modelo de Bohr está restringuido a viajar en orbitas alrededor del núcleo a ciertas distancias? Borh no pudo dar una explicación Circunferencia de la orbita es NATURALEZA DUAL DEL ELECTRON igual a un número entero de De Broglie (1924) hizo un razonamiento: longitudes de ondas Si las ondas de luz se comportan como partícula (fotones), entonces partículas como electrones pueden tener propiedades ondulatorias Si el electrón se comporta como onda estacionaria en el átomo de hidrógeno, la longitudes de onda deben caber exactamente en la Circunferencia de la orbita no circusferencia de la orbita es igual a un número entero de 39 ondas
  40. 40. MECÁNICA CUÁNTICA O MECÁNICA ONDULATORIA Surge a raíz de que el modelo de Bohr no pudo explicar los espectros de emisión de los átomos con mas de dos electrones. La idea de un electrón que se mueve alrededor del nucleo en una orbita bien definida a una distancia fija del núcleo tuvo que ser abandonada El modelo de Bohr no pudo explicar la aparición de mas líneas del espectro de emisión del hidrógeno cuando se aplica un campo magnético 40
  41. 41. MECÁNICA CUÁNTICA O MECÁNICA ONDULATORIA Con el descubrimiento del comportamiento ondulatorio de los electrones ¿Cómo se puede precisar la posición de una onda? Es imposible determinar la posición precisa de un electrón en un átomo en un instante dado. No se puede describir exactamente el recorrido que realiza un electrón alrededor del núcleo. Lo que se puede hablar es de la probabilidad de encontrar al electrón dentro de una región determinada 41
  42. 42. MODELO MECÁNICO CUÁNTICA DEL ÁTOMODE HIDRÓGENO Erwin Schrödinger (1926) A través de una ecuación matemática explica las propiedades ondulatorias de un electrón en un átomo. Especifica los posibles estados energéticos que el electrón del átomo de hidrógeno puede ocupar Los estados energéticos se caracterizan por un conjunto de números Números Cuánticos con los cuales se puede construir un modelo comprensibles de la distribución los electrones en el hidrógeno y otros átomos En la mecánica cuántica se debe hablar de la probabilidad de encontrar al electrón en una determinada región que se denomina orbital atómico. Este tiene una energía característica y una distribución característica de la densidad electrónica 42
  43. 43. Números cuánticos En la mecánica cuántica se requiere de tres número cuánticos para describir la distribución de los electrones en el átomo de hidrógeno y otros átomos • El número cuántico principal (n) • El número cuántico del momento angular (l) • El número cuántico magnético (m), Estos tres números se utilizan para describir orbitales atómicos y para identificar los electrones que se ubican en ellos. Un cuarto número cuántico El número cuántico de spín (s), describe el comportamiento de un electrón específico y completa la descripción de los electrones en los átomos 43
  44. 44. El número cuántico principal (n) - Puede tener valores enteros 1, 2, 3 y así sucesivamente -Determina el nivel de energía en el que se halla el electrón. - Determina el tamaño del orbital. - Se relaciona con la distancia promedio del electrón al núcleo en un orbital particular - Cada nivel energético principal se divide en subniveles. Si n=1 hay un subnivel, si n=2 dos subniveles si n=3 tres subniveles … II) El número cuántico del momento angular (l) -indica la forma de los orbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón." - Los valores de l dependen de n, toma valores enteros posibles de 0 a (n-l). Si n=1, hay un solo valor posible para l (l=1-1= 0) Si n=2, hay solo dos valores posible para l, 0 y 1 (l=2-1= 1) Si n=3, hay solo tres valores posible para l 0, 1 y 2 (l=3-1= 2) El valor de l esta representado por las letras s, p d como sigue: l 0 1 2 3 4 5 nombre del orbital s p d f g h (*) s: sharp p: principal d:difuse f:fundamental (*) sigue el orden alfabético 44
  45. 45. III) El número cuántico magnético (m), - Indica la orientación espacial del subnivel de energía, "(m = -l,...,0,...,l)". Para cada valor de l hay 2l +1 valores de m Ejemplo Si l= 0 →m =2(0)+1= 1 → solo valor de m = 0 → 1 orbital (s) Si l= 1 →m= 2(1)+1=3 → 3 valores de m =-1,0,+1→ (3 orbitales p) Si l=2 →m=2(2)+1=5→ 5 valores de m=-2,-1,0,+1,+2 → (5 orbitales d) Si l=3 →m=2(3)+1=7→ 7 valores de m=-3,-2,-1,0,+1,+2,+3 (7 orbita f) IV) El número cuántico de spín (s), - Indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje. Toma valores 1/2 y -1/2. 45
  46. 46. l = 0 (orbitales s) l = 1 (orbitales p) 46
  47. 47. Diagrama de contorno de superficie de los orbitales d l = 2 (orbitales d) 47
  48. 48. Relación entre los números cuánticos y los orbitales 48
  49. 49. Energía en los orbitales con un solo electrón La energía de un electrón es proporcional al número cuántico n n=3 n=2 1 En = -RH ( ) n2 n=1 49
  50. 50. Energía en orbitales con varios electrones La energía depende de n + l n=3 l = 2 n=3 l = 1 n=3 l = 0 n=2 l = 1 n=2 l = 0 n=1 l = 0 50
  51. 51. Orden que siguen los electrones al llenar los orbitales 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s 51
  52. 52. La configuración electrónica explica cómo los electrones se distribuyen entre los diversos orbitales en un átomo. Número de electrones en el orbital o subnivel 1s1 Número cuántico n Momento angular del número cuántico l Diagrama de un orbital H 1s1 52
  53. 53. Principio de Aufbau Los electrones van ocupando el nivel más bajo de energía de los orbitales Principio de exclusión de Pauli Dos electrones en un átomo no pueden tener los mismos cuatro números cúanticos. Si dos electrones tienen los mismos n,l,m (electrones en mismo orbital) deben tener espines opuestos( +½, -½) 53
  54. 54. Paramagnético Diamagnético Nivel semivacío Nivel lleno 2p 2p Atraídos por un imán Repelidas por un imán 54
  55. 55. Configuraciones electrónica He:Z=2 He: 1s2 55
  56. 56. Configuraciones electrónica Li:Z=3 Li: 1s2 2s1 56
  57. 57. Configuraciones electrónica Be:Z=4 Be: 1s2 2s2 57
  58. 58. Configuraciones electrónica B:Z=5 B: 1s2 2s22p1 58
  59. 59. Configuraciones electrónica C:Z=6 C: 1s2 2s22p2 Regla de Hund El arreglo más estable de electrones en los subniveles se logra cuando se tiene el mayor número de “espines” paralelos. 59
  60. 60. Configuraciones electrónica N:Z= 7 N: 1s2 2s22p3 60
  61. 61. Configuraciones electrónica O:Z= 8 O: 1s2 2s22p4 61
  62. 62. Configuraciones electrónica F(Z= 9) F: 1s2 2s22p5 62
  63. 63. Configuraciones electrónica Ne(Z= 10) Ne: 1s2 2s22p5 63
  64. 64. Configuración electrónica de los elementos ns2np6 ns1 en su estado natural ns2np2 ns2np4 ns2np5 ns2np3 ns2np1 ns2 Orbitales externos d10 d1 d5 4f 5f 64
  65. 65. Último subnivel de energía para los elementos 65
  66. 66. 66
  67. 67. Reglas generales para la asignación de electrones a orbitales atómicos Cada capa o nivel principal de número cuantico n contiene n subniveles Por ejemplo si n= 2 hay dos subniveles (dos valores de l) l= 0 y 1 Cada subnivel de número cuántico l contiene 2l+1 orbitales. Por ejemplo si l= 1, m = -1, 0, +1 No se puede colocar mas de dos electrones en un orbital. Por consiguiente el máximo número de electrones es el doble de número de orbitales que se emplean Una forma rápida de determinar el número máximo de electrones que puede tener un átomo es utilizar la fórmula 2n2 67
  68. 68. Configuraciones electrónica Número Símbolo Configuración Número Símbolo Configuración atómico electrónica atómico electrónica 1 H 1s1 6 C 1s22s22p2 2 He 1s2 7 N 1s22s22p3 3 Li 1s22s1 8 O 1s22s22p4 4 Be 1s22s2 9 F 1s22s22p5 5 B 1s22s22p1 10 Ne 1s22s22p5 68
  69. 69. Número Símbolo Configuración Número Símbolo Configuración Atómico electrónica Atómico electrónica 11 Na [Ne]3s1 26 Fe [Ar]4s23d6 12 Mg [Ne]3s2 27 Co [Ar]4s23d7 13 Al [Ne]3s23p1 28 Ni [Ar]4s23d8 14 Si [Ne]3s23p2 29 Cu [Ar]4s23d9 1 10 15 P [Ne]3s23p3 30 Zn [Ar]4s23d10 16 S [Ne]3s23p4 31 Ga [Ar]4s23d104p1 17 Cl [Ne]3s23p5 32 Ge [Ar]4s23d104p2 18 Ar [Ne]3s23p6 33 As [Ar]4s23d104p3 19 K [Ar]4s1 34 Se [Ar]4s23d104p4 20 Ca [Ar]4s2 35 Br [Ar]4s23d104p5 21 Sc [Ar]4s23d1 36 Kr [Ar]4s23d104p6 22 Ti [Ar]4s23d2 37 Rb [Kr] 5s1 23 V [Ar]4s23d3 38 Sr [Kr] 5s2 24 Cr [Ar]4s23d4 1 5 39 Y(itrio) [Kr] 5s24d1 25 Mn [Ar]4s23d5 40 Zr [Kr] 5s24d2 69
  70. 70. Diagarma de orbital para el cromo y Cobre Cr 4s1 3d5 Cu 4s1 3d10 70
  71. 71. Clasificación periódica de los elementos 71
  72. 72. Próxima clase Propiedades Periódicas 72
  73. 73. Clasificación periódica de los elementos ns2np6 Elementos representativos (grupo 1A-7A) Subniveles s o p incompletos ns2np5 Gases nobles(8A): Subniveles p llenos, excepto el He Elementos de transición (grupo 1B y 3B-8B) Tienen incompletos el subnivel d Lantanidos y Actinidos Tienen incompletos el subnivel f Tienen configuraciones electrónicas externas semejantes No son elementos representativos ni metales de transición 73
  74. 74. Electrones de Valencia Son los electrones externos de un átomo, que son los implicados en el enlace químico Grupo e- configuración # de valencia 1A ns1 1 2A ns2 2 3A ns2np1 3 4A ns2np2 4 5A ns2np3 5 6A ns2np4 6 7A ns2np5 7 74
  75. 75. Configuraciones electrónica de cationes y aniones Al igual que en especies neutras Se siguen las reglas de Hund y el principio de exclusión de Pauli Iones derivados de los elementos representativos Cationes Na: [Ne] 3s1 Na+ : [Ne] Los átomos ceden electrones de modo que los cationes adquieren la Ca: [Ar]4s2 Ca2+: [Ar] configuración electrónica del gas noble que les precede. Al: [Ne]3s23p1 Al3+ : [Ne] Aniones H: 1s1 H- :1s2 o [He] Los átomos aceptan electrones F: 1s22s22p5 F-: 1s22s22p6 o [Ne] de modo que los aniones O: 1s22s22p4 O 2-: 1s22s22p6 o [Ne] adquieren la configuración electrónica de un gas noble que les sigue N: 1s22s22p3 N3-: 1s22s22p6 o [Ne] 75
  76. 76. Hay un gran número de propiedades periódicas. Entre las más importantes destacaríamos: - Estructura electrónica - Carga nuclear efectiva (relacionada con el tamaño atómico y tendencia a formar iones) - Radio atómico (influye en la densidad, punto de fusión y ebullición - Radio iónico (afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico) - Potencial de ionización - Electronegatividad - Afinidad electrónica - Carácter metálico - Valencia iónica 76
  77. 77. Carga nuclear efectiva (Zefectiva) es la “carga positiva” que siente un electrón. Los electrones que se encuentran más cercanos al núcleo ejercen un efecto de  apantallamiento de la carga positiva del núcleo; por esta causa, los electrones  más  externos  son  atraídos  por  el  núcleo  con  una  fuerza  menor,  la  carga  neta  que afecta a un electrón se denomina carga nuclear efectiva o Zefec.  La carga nuclear efectiva que es la carga que se ejerce  sobre un electrón está dada por: Zefectiva = Z - σ Z= es la carga nuclear real (número atómico del elemento) σ = constante de apantallamiento (0 <σ < Z ) Zefectiva ≈ Z – número de electrones internos o de base que protegen al electrón externo Z Base Zefectiva Na 11 10 1 Mg 12 10 2 Al 13 10 3 Si 14 10 4 77
  78. 78. Carga nuclear efectiva (Zefectiva) incrementando Zefectiva incrementando Zefectiva 78
  79. 79. Radio atómico 79
  80. 80. Debido al incremento de  Zefct 80
  81. 81. 81
  82. 82. Radio atómico Radio iónico Es el radio de un catión o de un anión. Afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico 82
  83. 83. Comparación de radios atómicos con radios iónicos 83
  84. 84. Cambios de tamaño del Li y del F cuando reaccionan para formar LiF El catión siempre es más pequeño que el átomo a partir del cual se formó. El anión siempre es más grande que el átomo a partir del cual se formó. 84
  85. 85. Radios de iones (en pm) de elementos comunes 85
  86. 86. Potencial o energía de ionización Es  la  cantidad  mínima  de  energía  (kJ/mol ) que  se  necesita  para  arrancar  un  electrón de un átomo gaseoso aislado en su estado fundamental, formando un  ión con carga positiva. Cantidad de energía  en kilojoules que se necesita para  quitar un mol de electrones a un mol de átomos en estado gaseoso El proceso puede representarse como:  I1 + X (g) X+(g) + e- I1 primera energía de ionización I2 + X+(g) X2+(g) + e- I2 segunda energía de ionización I3 + X2+(g) X3+(g) + e- I3 tercera energía de ionización Li + 520 kJ/mol→Li+ + 1 e- I1 < I2 < I3 86
  87. 87. Energías de ionización de los primeros 20 elementos In > 0 87
  88. 88. Variación de la primera energía de ionización con el número atómico Lleno n=1 Lleno n=2 Lleno n=3 Lleno n=4 Lleno n=5 88
  89. 89. Tendencia general en la primera energía de ionización Al incrementar la primera energía de ionización Al incrementar la primera energía de ionización 89
  90. 90. Afinidad electrónica (AE) es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo en estado gaseoso acepta un electrón para formar un anión. X (g) + e- X-(g) F (g) + e- F-(g) ΔH = -328 kJ/mol exotérmico F- (g) F(g) + e- A E= +328 kJ/mol O (g) + e- O-(g) ΔH = -141 kJ/mol O-(g) O (g) + e- AE = +141 kJ/mol 90
  91. 91. Afinidades electrónicas (kJ/mol) de algunos elementos representativos y de los gases nobles 91
  92. 92. Afinidades electrónicas 92
  93. 93. Variación de la afinidad electrónica con el número atómico (H – Ba) 93
  94. 94. Carácter metálico (c.m.) Los elementos se pueden agrupar a grandes rasgos en la categoría de metales no metales y metaloides 94
  95. 95. El carácter metálico aumenta hacia la izquierda en un periodo y hacia abajo en los grupos de los elementos representativos. 95
  96. 96. Continuación Tema 2 Enlace químico Fuerza que actúa entre dos átomos o grupos de átomos para mantenerlos unidos en una especie estable diferente que tiene propiedades medibles Tipos de Enlaces químico Enlace metálico Enlace iónico Enlace Covalente Enlaces polares Enlaces no polares (Apolares) 96
  97. 97. Enlaces Metálico Enlace que se forma entre átomos de elementos metálicos. Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido proporcionando: conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad. Se encuentran en metales como cobre, hierro, oro y aluminio. En los metales cada átomo se encuentra unido a varios átomos vecino. Los electrones de enlace tienen relativa libertad de moverse dentro de la estructura tridimensional del metal. 97
  98. 98. Enlace iónico Se refiere a fuerzas electrostáticas que existen entre iones con cargas opuestas. Los metales alcalinos y alcalinos térreos por su baja energía de ionización, tienden a formar cationes, mientras que los halógenos y el oxigeno por su elevada afinidad electrónica forman aniones. En consecuencia una, gran variedad de compuestos iónicos están formados por un metal del grupo 1A o 2A y un halógeno u oxigeno Enlace Covalente Es el resultado de compartir electrones entre átomos. Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N2 o en O2), los electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se llama covalente apolar. Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico, NO), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar. Polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma desigual. Estas sustancias no conducen la electricidad ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad. 98
  99. 99. ¿Como se forma las moléculas y los compuestos? Tabla periódica Concepto de configuración electrónica Gilbert Lewis explicó que los átomos se combinan para alcanzar una configuración electrónica estable. La máxima estabilidad se consigue cuando un átomo es isoelectrónicos con un gas noble. Los electrones que participan en los enlaces químicos se denominan electrones de valencia: los que residen en la capa exterior incompleta de los átomos Gilbert Lewis propuso una forma sencilla de representar los electrones de valencia para hacerles un seguimiento durante la formación de enlaces Símbolos de puntos de Lewis Está formado por el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia en un átomo del elemento 99
  100. 100. Estructura de Lewis para los elementos representativos y gases nobles El número de electrones de valencia en cada átomo es el mismo que el número de grupo Metales de transición lantánido y actínidos. debido a que tienen capas internas incompletas y en general no es posible escribir símbolos sencillos de puntos de Lewis para ellos 100
  101. 101. Los electrones de valencia son los últimos electrones de un orbital en un átomo, que son los causantes de los enlaces químicos. Grupo e- configuración # de valencia 1A ns1 1 2A ns2 2 3A ns2np1 3 4A ns2np2 4 5A ns2np3 5 6A ns2np4 6 7A ns2np5 7 101
  102. 102. Estructura de Lewis para el enlace iónico Li + F Li+ F - 1s22s1 1s22s22p5 1s2 1s22s22p6 [He] [Ne] Li Li+ + e- e- + F F - Li+ + F - Li+ F - Floruro de Litio 102
  103. 103. Energía Reticular La energía Reticular (E) es la energía que se requiere para separar completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos. Q+ es la carga del catión QQ Ep = k + - Q- es la carga del anión r r es la distancia entre ambos Compuesto Energía de separación MgF2 2957 Q= +2,-1 La energía es directamente MgO 3938 Q= +2,-2 proporcional a Q, e inversamente proporcional a r. LiF 1036 r F- < r Cl- LiCl 853 103
  104. 104. Energías reticulares y puntos de fusión de algunos halogenuros y óxidos de metales alcalinos y alcalinostérreos Atracciones coulómbicas 104
  105. 105. Un enlace covalente se establece cuando dos o más átomos comparten uno o más pares de electrones. Cada electrón del par compartido es atraído por el núcleo de ambos átomos y ésta atracción es la que mantiene unido a los dos átomos Gilbert Lewis sugirió que la formación de un enlace químico implica que los átomos compartan electrones Estructura de Lewis para representar el enlace covalente Forma simplificada de representar el enlace H + H H H H-H F + F F F F F 7e- 7e- 8e- 8e- Par libre F F Par libre Enlace covalente simple Pares libres F F Pares libres Enlace covalente simple 105
  106. 106. Estructura de Lewis para el agua Enlace covalente simple H + O + H H O H or H O H 2e-8e-2e- Regla del octeto Un átomo diferente al hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia Doble enlace – dos átomos comparten dos pares de electrones O + C + O O C O or O C O 8e- 8e- 8e- Enlaces dobles Enlaces dobles 106
  107. 107. Triple enlace – dos átomos comparten tres pares de electrones N + N N N or N N Triple enlace Triple enlace 107
  108. 108. Longitud de los enlaces covalentes Longitud Triple enlace < Doble enlace < Enlace simple 108
  109. 109. La Polaridad de los enlaces y electronegatividad El concepto de polaridad de los enlaces se utiliza para describir la forma en que se comparten los electrones entre los átomos. Enlace covalente no polar (apolar), se refiere a un enlace en el que los electrones se comparten por igual entre los dos átomos (H2, Cl2, N2, O2, etc) Enlace covalente polar uno de los átomos ejerce una mayor atracción sobre los electrones de enlace que el otro electronegatividad Se refiere a una propiedad que permite distinguir el enalce covalente no polar del enlace covalente polar, es decir la capacidad de un átomo para atraer hacia si los electrones de un enlace químico. Afinidad de electrones - calculable, Cl es el más afín Electronegatividad - relativa, F es el más electronegativo 109
  110. 110. Electronegatividades en la tabla periodica La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a través de un período, coincide con la disminución del carácter metálico En un grupo la electronegatividad disminuye al aumentar el número atómico y aumentar el carácter metálico Los metales de transición no siguen la misma tendencia Los elementos mas electronegativos se ubican en la parte superior derecha de la tabla 110 periódica y los menos electronegativos en la parte inferior izquierda de la tabla
  111. 111. 111
  112. 112. Variación de la electronegatividad con respecto al # atómico 112
  113. 113. Los átomos de los elementos con grandes diferencias de electronegatividad tienden a formar enlaces iónicos (NaCl, CaO). Un enlace iónico generalmente une a un átomo de un elemento metálico con un átomo de un elemento no metálico Los átomos de elementos con electronegatividdes similares tienden entre ellos a formar enlaces covalentes polares porque el desplazamiento de la densidades electrónica es pequeño. En la mayoría de los enlaces covalentes polares participan átomos de elementos no metálicos Átomos de un mismo elemento, con igual electronegatividad, pueden unirse por medio de un enlace covalente puro 113
  114. 114. Reglas para clasificar los enlaces por electronegatividad Diferencia de electronegatividad Tipo de enlace ≥2 Iónico 0 Covalente 0<y<2 Covalente Polar Covalente Covalente Polar Iónico Transferencia parcial de e- transferencia e- comparte e- 114
  115. 115. Clasifique los siguientes enlaces en iónicos, covalentes polares y covalentes puros Compuesto F2 HF LiF HCl Diferencia de 4.0-4.0= 0 4.0-2.1= 1.9 4.0-1.0=3.0 2.5-2.1=0.4 electronegatividad Tipo de enlace Covalente Covalente polar iónico Covalente polar 115
  116. 116. Electronegatividad y número de oxidación Número de oxidación Se refiere al número de cargas que tendría un átomo si los electrones fueran transferidos por completo al átomo mas electronegativo de los átomos que están enlazados en una molécula. Ejemplo H N H H O O H H Número de oxidación N= -3 y H=+1 116
  117. 117. Escritura de las Estructuras de Lewis de los compuestos Pasos que se deben seguir para establecer la distribución de los átomos en un compuesto 1. Dibuje la estructura del compuesto mostrando qué átomos están conectados con otros. En general el átomo menos electronegativo ocupa la posición central. El H y F ocupan posiciones terminales 2. Cuente el número total de electrones de valencia presentes, para aniones poliatómicos agregue el número total de cargas negativas ( CO32- se agregan dos electrones porque la carga es 2-) y para cationes poliatómicos, se resta el número de cargas positivas del total (NH4+) se resta un electrón porque la carga +1 indica la pérdida de un electrón del grupo de los átomos neutros) 3. Dibuje un enlace covalente sencillo entre el átomo central y cada uno de los átomos que los rodean. Complete los octetos de los átomos enlazados al átomo central, excepto para el hidrógeno. 4. Si no se cumple la regla del octeto para el átomo central agregue enlaces dobles o triples utilizando los pares libres de los átomo que lo rodean 117
  118. 118. Continuación Tema 2 Geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos 118

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