ESTRUCTURA ATÓMICA TABLA PERIÓDICA UNIÓN QUÍMICA

Transcripción

1 ESTRUCTURA ATÓMICA TABLA PERIÓDICA UNIÓN QUÍMICA

2 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.

3 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.

4 El tamaño de un átomo es muy pequeño. El diámetro atómico está entre: 1 x y 5 x metros. 1 Å = 1 x metros Entonces, la mayoría de los átomos tienen diámetros de entre 1 y 5 Å

5 MODELOS ATÓMICOS - Modelo de Thomsom. - Modelo atómico de Rutherford - Modelo de Neils Bohr - Modelo de Schrödinger y Heisemberg (modelo mecanocuántico)

6 Modelo de Schrödinger y Heisemberg (modelo mecanocuántico) ESTRUCTURA DEL ÁTOMO Núcleo atómico Contiene protones y neutrones. Corteza atómica Está formada por los electrones. Los electrones rodean al núcleo n moviéndose a su alrededor formando una nube difusa Masa del electrón: 1/1840 masa del protón.

7 Modelo de Schrödinger y Heisemberg (modelo mecanocuántico) Se introduce el concepto de orbitales atómicos. orbital 4 números cuánticos n l m s Los números cuánticos tienen valores restringidos por una expresión matemática

8 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... s l = 1 p l = 2... d l = 3 f

9 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.

10 m : Número cuántico magnético. Nos indica el número de orbitales que presenta cada tipo de orbital. Puede tomar los valores: m = desde -l hasta +l m = -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: p x, p y, p z 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

11 s : Número cuántico del espin. Nos indica el giro del electrón Puede tomar los valores: s = +1/2 ó 1/2 RESUMEN: 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.

12 NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO. Número másico: corresponde a la suma de los protones y neutrones del núcleo. Se designa por la letra "A". A= p + n Número atómico: número de protones que tiene un átomo. Coincide con el número de electrones. Se designa por la letra "Z ".

13 ISÓTOPOS Se llaman así a los átomos que tienen igual Nº atómico y difieren en el Nº másico. Son átomos del mismo elemento pero difieren en la masa ( difieren en el número de neutrones). Ejemplo: A = 1 2 Presenta 6 protones y 6 neutrones Z = 6 Presenta 6 protones y 7 neutrones A=13

14 ISÓTOPOS 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

15 ISÓBAROS Se llaman así a los átomos que tienen igual Nº másico y difieren en el Nº atómico. Son átomos de distintos elementos pero que presentan la misma masa Ejemplos: Po Presenta 84 protones y 126 neutrones At Presenta 85 protones y 125 neutrones

16 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.

17 Ejemplos Configuración Electrónica Li 1s 2 2s 1 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 K 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 Rb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 1 Cs 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 1

18 TABLA PERIÓDICA

19

20 TABLA PERIODICA Los elementos se encuentran ordenados en orden creciente de número atómico (Z). La Tabla Periódica está constituida por: siete filas Horizontales o períodos y dieciocho columnas o grupos.

21 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 ns 2 np 6

22 Propiedades periódicas. Potencial de ionización. Afinidad electrónica. Electronegatividad. Carácter Metálico y No Metálico Volumen Atómico, Radio Atómico, Tamaño Atómico

23 Propiedades Periódicas. Potencial de ionización Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso. Aumenta Aumenta A (gaseoso) + Ei = A + (g) + e Afinidad electrónica Es la energía que se desprende cuando un átomo en estado gaseoso capta un electrón. A (g) + 1e- = A- (g) + Ea

24 Propiedades Periódicas. Electronegatividad. Mide la capacidad de un elemento para atraer hacia sí, los electrones que comparte con otro átomo. Aumenta Aumenta Carácter Metálico y no Metálico

25 Propiedades Periódicas. Radio Atómico.

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

27 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:

28 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 aquí resultan dos tipos de uniones químicas: - unión iónica - unión covalente.

29 UNIÓN IÓNICA Si un átomo pierde un electrón se transformar en un ion positivo (catión). Na. = Na 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.

30 UNIÓN IÓNICA

31 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.

32 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.: H 2 ; CO 2 Enlace covalente polar: cuando los dos átomos son diferentes el par de electrones es atraído por el átomo más electronegativo. Ej.: HF ; H 2 O ; NH 3

33 Enlace covalente simple Dos átomos se unen por medio de un par de electrones. (H 2 ) H:H H-H Enlace covalente doble Dos átomos comparten dos pares de electrones. (O 2 ) :O::O: O=O.... Enlace covalente triple: Dos átomos comparten tres pares de electrones..... (N 2 ) :N::N: N N

34 Enlace covalente coordinado: El par de electrones compartidos es aportado solamente por uno de los átomos combinados. O H O N O Móleculas homonucleares: Moléculas formadas por átomos iguales. Ejemplo: H 2 Móleculas heteronucleares: Moléculas formadas por átomos diferentes. Ejemplo: HCl

35 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 del átomo. No son direccionales. Orbitales p: tiene forma de huso y consta de dos lóbulos entre los cuales está el núcleo atómico, son direccionales

36 ORBITALES MOLECULARES + s s σ s-s + p p p p σ - Solapamiento frontal s + p σ s-p + Solapamiento lateral p p π p-p

37 Fuerzas Intermoleculares 1. Interacciones No Polares Fuerzas de Van der Waals 2. Interacciones Polares - Interacción dipolo- dipolo - Interacción dipolo dipolo inducido - Enlace hidrógeno