Clase Recapitulación Estructura Atómica PPTCES019CB33-A16V1

Resumen de la clase anterior La polaridad de las moléculas depende de Geometría molecular Diferencia de E.N Geometría molecular Diferencia de E.N

Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Modelo de prueba de Ciencias Pregunta oficial PSU

Aprendizajes esperados Reforzar los aprendizajes más importantes trabajados en las clases anteriores de Estructura atómica. Páginas del libro desde la 25 a la 55.

1.Estructura atómica. 2.Números cuánticos y configuración electrónica. 3.Tabla periódica y propiedades periódicas. 4.Enlace químico.

1.1 La perspectiva molecular de la química 1. Estructura atómica Átomo Protones (+) Neutrones (0) Electrones (-) Núcleo Prácticamente toda la masa se encuentra aquí Materia Átomos Moléculas Compuesta por Se combinan para formar Formado por

1.2 Isótopos, número másico y número atómico Isotopos 1. Estructura atómica Igual Z; Distinto A Unidad de masa atómica (uma)

Masa atómica promedio: se determina a partir de las masas de los isótopos y de sus abundancias relativas. Por ejemplo: 1.2 Isótopos, número de masa y número atómico 1. Estructura atómica

En la naturaleza el Cl se encuentra en un 75,78% como 35 Cl, con una masa atómica de 34,969 uma, y 24,22% como 37 Cl, con una masa de 36,966 uma. ¿Cuál es la masa atómica promedio del cloro (Cl)? A) 34,000 uma B) 34,969 uma C) 35,453 uma D) 36,969 uma E) 37,000 uma Ejercitación Ejercicio 2 “Guía del alumno” C Aplicación

2.2 Números cuánticos La ecuación de Schrödinger permite obtener orbitales y sus energías 2. Números cuánticos y configuración electrónica De esta ecuación emergen los números cuánticos: n = principal Distancia al núcleo l = secundario Forma del orbital m = magnético Orientación en el espacio s = spin Giro del electrón

nPosibles valores de Designación subnivel Posibles valores de mNúmeros de orbitales en los subniveles Número total de orbitales por nivel 2.2 Números cuánticos Número cuántico de spin Nos indica el sentido del giro con respecto al eje del e-. Puede tomar solo dos valores : 2. Números cuánticos y configuración electrónica +1/2 -1/2 Electrón desapareado Electrón apareado

2.3 Orbitales atómicos Representación gráfica de los orbitales. 2. Números cuánticos y configuración electrónica

Ejercitación Ejercicio 9 “Guía del alumno” D Aplicación Los números cuánticos secundario y magnético para un determinado elemento que tiene un término de configuración electrónica 3p 4, son A) 3 y 1 B) 3 y ‒ 1 C) 1 y 1 D) 1 y ‒ 1 E) ‒ 1 y 1

2.4 Configuración electrónica Notación que describe cómo se distribuyen los e - de un átomo en los diversos orbitales atómicos. Los orbitales también se pueden ordenar en términos de energía para dar lugar a un diagrama de Aufbau. 2. Números cuánticos y configuración electrónica A medida que n aumenta, el espacio entre orbitales disminuye.

Regla de Hund Para orbitales degenerados, se alcanza la menor energía cuando el número de e - que tienen spin paralelo es el más alto posible. 2.5 Reglas que rigen la configuración electrónica 2. Números cuánticos y configuración electrónica Principio de exclusión de Pauli En un átomo no puede haber dos e - con el mismo conjunto de números cuánticos. Principio de mínima energía Las configuraciones electrónicas de los elementos se obtienen por ocupación sucesiva de los orbitales en orden creciente de energía.

Ejercitación Ejercicio 3 “guía del alumno” A Aplicación Si un ion de carga +3 tiene una configuración electrónica 1s 2 2s 2 2p 6, el número atómico del átomo que originó el ion es A) 13 B) 10 C) 8 D) 7 E) 3

3.1 Configuración electrónica y tabla periódica La tabla periódica está estructurada de modo que los elementos están relacionados por un mismo tipo de configuración de los e- de valencia. 3. Tabla periódica y propiedades periódicas Elementos representativos del bloque s. Metales de transición. Elementos representativos del bloque p. Metales del bloque f

3.2 Propiedades periódicas Se trata de la carga que efectivamente perciben desde el núcleo los electrones más externos debido a que los electrones internos bloquean o “apantallan” esta atracción. 3. Tabla periódica y propiedades periódicas Hay dos factores que influyen: Número cuántico principal Carga nuclear efectiva

3.2 Propiedades periódicas Radio atómico 3. Tabla periódica y propiedades periódicas Energía de Ionización

3.2 Propiedades periódicas Electronegatividad (E.N) Afinidad electrónica 3. Tabla periódica y propiedades periódicas

Ejercitación Ejercicio 13 “Guía del alumno” C Comprensión ¿Cuál de las siguientes propiedades periódicas aumenta en un grupo y disminuye en un período, al crecer el número atómico en el sistema periódico? A) Radio iónico B) Electronegatividad C) Radio atómico D) Electroafinidad E) Potencial de ionización

Estructura de Lewis Regla del octeto o del dueto Los átomos se combinan para alcanzar una configuración electrónica más estable. La estabilidad máxima se logra cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble (existen excepciones). 4. Enlace químico

4.1 Tipos de enlace

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOSCOVALENTESMETÁLICOS Forman redes cristalinas. Sólidos con puntos de fusión y ebullición altos. Solubles en disolventes polares. Conducen la corriente eléctrica en disolución acuosa. Malos conductores térmicos. Puntos de fusión y ebullición bajos. A CNPT, pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. Aislantes de corriente eléctrica y calor. Solubles en disolventes apolares. Dúctiles y maleables. Brillo metálico. Buenos conductores de la electricidad y el calor. Sólidos a temperatura ambiente (excepto Hg). Generalmente, insolubles en cualquier tipo de disolvente. 4. Enlace químico 4.1 Tipos de enlace

Ejercitación Ejercicio 16 “Guía del alumno” D Reconocimiento ¿Cuál opción expresa correctamente el significado del tipo de enlace entre dos átomos? A) Enlace metálico: transferencia electrónica de un átomo a otro. B) Enlace iónico: compartición de los electrones del enlace. C) Enlace covalente polar: compartición de los electrones del enlace, pero más cercano al átomo menos electronegativo. D) Enlace covalente apolar: compartición por igual de los electrones de enlace. E) Enlace covalente coordinado: cesión de los electrones del enlace de un átomo con exceso de electrones hacia uno con déficit.

4.2 Geometría molecular 4. Enlace químico Lineal Trigonal plana Angular Tetraédrica Piramidal trigonal Bipiramidal trigonal Octaédrica 180° 120° < 120° 109,5° < 109,5° 90° y 120° 90° ¿Cuáles son los ángulos de enlace en cada caso?

4.3 Polaridad de las moléculas 4. Enlace químico Para determinar si una molécula es polar o apolar se debe conocer: su geometría molecular la polaridad de sus enlaces Momento dipolar (μ)

4.3 Fuerzas intermoleculares Fuerzas de Van der Waals → Son interacciones entre moléculas de naturaleza electrostática, debidas a la polaridad de los enlaces covalentes. Se pueden distinguir tres tipos: fuerzas dipolo-dipolo permanente fuerzas dipolo permanente-dipolo inducido fuerzas de dispersión. 4. Enlace químico

4.3 Fuerzas intermoleculares Puente de hidrógeno Moléculas polares con hidrógeno unido covalentemente a un átomo pequeño muy electronegativo, como flúor, oxígeno o nitrógeno (F-H, O-H, N-H ). Es una atracción dipolo-dipolo entre moléculas que contienen esos tres tipos de uniones polares. 4. Enlace químico

Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Modelo de prueba de Ciencias Pregunta oficial PSU C Comprensión

Tabla de corrección ÍtemAlternativaUnidad temáticaHabilidad 1 CModelo atómico de la materiaComprensión 2 CModelo atómico de la materiaAplicación 3 AModelo atómico de la materiaAplicación 4 AModelo atómico de la materiaAplicación 5 BModelo atómico de la materiaComprensión 6 EModelo atómico de la materiaAplicación 7 EModelo atómico de la materiaASE 8 EModelo atómico de la materiaAplicación 9 DModelo atómico de la materiaAplicación 10 AModelo atómico de la materiaReconocimiento

Tabla de corrección ÍtemAlternativaUnidad temáticaHabilidad 11 DModelo atómico de la materiaComprensión 12 DModelo atómico de la materiaASE 13 CModelo atómico de la materiaComprensión 14 EModelo atómico de la materiaComprensión 15 DModelo atómico de la materiaComprensión 16 DEl enlace químicoReconocimiento 17 AEl enlace químicoComprensión 18 CEl enlace químicoASE 19 BEl enlace químicoASE 20 EEl enlace químicoComprensión

En la próxima sesión, realizaremos Taller I Prepara tu próxima clase

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