ESTRUCTURA ATÓMICA

TABLA PERIÓDICA

UNIÓN QUÍMICA

Teoría Atómica de DALTON

• 1- Los elementos químicos están constituidos por partículas denominadas átomos

• 2- Átomos de un mismo elemento, tienen las mismas propiedades y masa.

• 3- Átomos de distintos elementos, tienen distintas propiedades y distintas masas.

• 4- Los compuestos químicos se originan por la unión de átomos de diferentes elementos en una relación constante.

Los físicos han identificado una gran cantidad de partículas subatómicas. A los químicos les interesan las siguientes:

- electrón - protón - neutrón

Todos los átomos son eléctricamente neutros tienen igual número de electrones y de protones.

• El tamaño de un átomo es muy pequeño. El diámetro atómico estáentre:

1 x 10-10 y 5 x 10-10 metros. 1 Å = 1 x 10-10 metros

• Entonces, la mayoría de los átomos tienen diámetros de entre 1 y 5 Å

MODELOS ATÓMICOS

- Modelo de Thomsom.- Modelo atómico de Rutherford- Modelo de Neils Bohr- Modelo de Schrödinger y Heisemberg

(modelo mecanocuántico)

ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

Núcleo atómicoContiene protones y neutrones.

Corteza atómicaEstá formada por los electrones.Los Los electroneselectrones rodean al nrodean al núúcleo cleo movimoviééndosendose a su a su alrededor alrededor formando una nube difusaformando una nube difusaMasa del electrón: 1/1840 masa del protón.

Modelo de Schrödinger y Heisemberg(modelo mecanocuántico)

Modelo de Schrödinger y Heisemberg(modelo mecanocuántico)

Se introduce el concepto de orbitales atómicos.

4 números cuánticos

n l m s

Los números cuánticos tienen valores restringidos poruna expresión matemática

orbital

• n : Número cuántico principal.Nos indica el nivel de energía y el volumen real del orbital.Puede tomar los valores:

n = 1, 2, 3, 4, ...7

• l : Número cuántico secundario o azimutal.Determina la forma del orbital.Puede tomar los valores:

l = desde 0 hasta (n-1)

forma o tipo de orbital

l = 0 ………………… ... sl = 1 …………………… pl = 2 ………………...… dl = 3 …………………… f

• l : Número cuántico secundario o azimutal.Forma de los orbitales

Orbital s: Tienen forma esférica. Ej 1s, 2s, 3s,etc

Su volumen depende del valor de n.

Orbital p: Tienen forma de 2 lóbulos unidos por los extremos.

Orbital d: Tienen forma de varios lóbulos unidos de por los extremos de diferentes maneras.

Orbital f: Tienen formas complicadas.

• m : Número cuántico magnético.Nos indica el número de orbitales que presentacada tipo de orbital. Puede tomar los valores:

m = desde -l hasta +lm = -l , 0, +l

Ejemplo: l= 0 (orbitales s) m = 0 un solo orbital s

l= 1 (orbitales p) m = -1, 0, +1 3 orbitales p: px, py, pz

l = 2 (orbitales d) m = -2, -1, 0, +1, +2 5 orbitales d

l = 3 (orbitales f) m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 7 orbitales f

• s : Número cuántico del espin.Nos indica el giro del electrón Puede tomar los valores:

s = +1/2 ó – 1/2

• Los números cuánticos se pueden deducir teóricamente al resolver la ecuación de onda de Schrödinger.

• Cada orbital no puede contener más de 2 electrones.

• Cada electrón está definido por los 4 números cuánticos.

• En un átomo no puede haber 2 electrones con los cuatro números cuánticos iguales.

RESUMEN:

• Número másico: corresponde a la suma de los protones y neutrones del núcleo.Se designa por la letra "A".

• Número atómico: número de protones que tiene un átomo. Coincide con el número de electrones.Se designa por la letra "Z ".

NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO.

A= p + n

• ISÓTOPOSSe llaman así a los átomos que tienen igual Nºatómico y difieren en el Nº másico. Son átomos del mismo elemento pero difieren en la masa ( difieren en el número de neutrones).Ejemplo:

A=12

Z=6

A=13

Presenta 6 protones y 6 neutrones

Presenta 6 protones y 7 neutrones

• Hidrógeno Deuterio Tritio

Las propiedades químicas están determinadas por los protones y electrones estos participan en los cambios químicos.

Los isótopos tienen comportamientos químicos similares

•ISÓTOPOS

• ISÓBAROSSe llaman así a los átomos que tienen igual Nºmásico y difieren en el Nº atómico. Son átomos de distintos elementos pero que presentan la misma masa Ejemplos:

210

84Po

210

85At

Presenta 84 protones y 126 neutrones

Presenta 85 protones y 125 neutrones

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

• Para distribuir los electrones en los distintos niveles de energía tenemos en cuenta los siguientes principios y reglas:- Principio de relleno o Aufbau. Los electrones entran en el átomo en los distintos orbitales de energía ocupando primero los de menor energía.1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s

- Llenado de los orbitales: diagrama de Mouller.

Configuración ElectrónicaEjemplos

• Li 1s2 2s1

• Na 1s2 2s2 2p6 3s1

• K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

• Rb 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1

• Cs 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10

5p6 6s1

TABLA PERIÓDICA

TABLA PERIODICA

• Los elementos se encuentran ordenadosen orden creciente de número atómico (Z).

• La Tabla Periódica está constituida por:siete filas Horizontales o períodos y dieciocho columnas o grupos.

• Elementos representativos. Electrones de valencia en orbitales, "s" ó "p“

• Elementos de transición.

Electrones de valencia en orbitales "d“

• Elementos de transición interna. Electrones de valencia en orbitales, "f“

• Gases nobles.

Configuración electrónica externa “ns2 np6”

Propiedades periódicas.

• Potencial de ionización.

• Afinidad electrónica.

• Electronegatividad.

• Carácter Metálico y No Metálico

• Volumen Atómico, Radio Atómico, Tamaño Atómico

• Potencial de ionizaciónEs la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso.

A (gaseoso) + Ei = A+ (g) + e–

• Afinidad electrónicaEs la energía que se desprende cuando un átomo en estado gaseoso capta un electrón.

A (g) + 1e- = A- (g) + Ea

Propiedades Periódicas.A

um

enta

Aumenta

Propiedades Periódicas.

• Electronegatividad.Mide la capacidad de un elementopara atraer hacia sí, los electrones que comparte con otro átomo.

• Carácter Metálico y no Metálico

Au

men

ta

Aumenta

Propiedades Periódicas.

• Radio Atómico.

• Los elementos de un mismo grupo tienen capa de valencia igual, por lo que tienen propiedades químicas semejantes.

Notación de Lewis• Lewis sugirió representar con puntos

los electrones de valencia.• Para los elementos del segundo

periódico de la Tabla, la notación de Lewis es :

. . .. .. .. .. Li . . Be . . B . . C . .N. :O .F: :Ne: . . .. .. ..

• Los átomos tienden a alcanzar la configuración de gas noble, es decir a completar el “octeto” de electrones en la última capa.

• Regla de octeto: Los elementos tienden a combinarse para obtener ocho electrones en su última capa o capa de valencia.

• Un átomo puede perder o ganar electrones o bien compartir electrones con otro átomo, de aquíresultan dos tipos de uniones químicas:

- unión iónica - unión covalente.

• Si un átomo pierde un electrón se transformar en un ion positivo (catión).

Na. = Na + + 1 e-

• Si por el contrario, recibe un electrón se forma un ion negativo (anión).. . .

:Cl: + 1 e- = : Cl : -. . . .

• Ejemplo:. . -

Na+ : Cl : cloruro de sodio (compuesto iónico) . .

Propiedades generales de los compuestos iónicos• En general, los compuestos con enlace iónico presentan puntos de

ebullición y fusión muy altos, presentan una elevada energía reticular.

UNIÓN IÓNICA

UNIÓN IÓNICA

Energía reticular• La energía reticular es una medida de la intensidad del

enlace iónico entre iones de distinto signo. Cuantos más pequeños son los iones, más se acercan entre sí, por lo tanto más fuerte es el enlace entre ellos. Ejm: LiF.

• Propiedades de los compuestos iónicos: - sólidos a temperatura ambiente.- alto punto de fusión.- solubles en agua.- fundidos conducen la corriente eléctrica.

UNIÓN COVALENTE• Cuando dos átomos comparten pares electrónicos para formar

compuestos.

H. + H. = H:H.. ..

H. + . F: = H :F:.. ..

• Enlace covalente no polar: cuando los dos átomos son idénticos el par de electrones es compartido equitativamente. Ej.: H2 ; CO2

• Enlace covalente polar: cuando los dos átomos son diferentes el par de electrones es atraído por el átomo más electronegativo. Ej.: HF ; H2O ; NH3

• Enlace covalente simpleDos átomos se unen por medio de un par de electrones.

(H2) H:H H-H

• Enlace covalente doble

Dos átomos comparten dos pares de electrones.

(O2) :O::O: O=O.. ..

• Enlace covalente triple:Dos átomos comparten tres pares de electrones.

.. .. (N2) :N::N: N≡ N

• Enlace covalente coordinado:El par de electrones compartidos es aportado solamente por uno de los átomos combinados.

• Móleculas homonucleares:Moléculas formadas por átomos iguales. Ejemplo: H2

• Móleculas heteronucleares:Moléculas formadas por átomos diferentes. Ejemplo: HCl

H NO O

O

ORBITALES ATÓMICOS

Orbital: es una región del espacio donde la probabilidad de encontrar un electrón es máxima. Éste difunde, según su energía, formando una nube de forma y tamaño variable en torno al núcleo.

Orbitales atómicos s: esfera cuyo centro coincide con el núcleo delátomo. No son direccionales.

Orbitales p: tiene forma de huso y consta de dos lóbulos entre los cuales está el núcleo atómico, son direccionales

+s s σσσσ s-s

+s sp pσ -

+p p p pσσσσ -

ORBITALES MOLECULARES

+

ππππp p pp -

Solapamientofrontal

Solapamientolateral

1. Interacciones No PolaresFuerzas de Van der Waals

2. Interacciones Polares

- Interacción dipolo- dipolo- Interacción dipolo – dipolo inducido

- Enlace hidrógeno

Fuerzas Intermoleculares