Recapitulación Estructura Atómica

Presentación del tema: "Recapitulación Estructura Atómica"— Transcripción de la presentación:

1 Recapitulación Estructura Atómica
PPTCTC019TC33-A16V1 Clase Recapitulación Estructura Atómica

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

3 Pregunta oficial PSU ¿Cuál de las siguientes notaciones representa a los electrones de valencia de los metales alcalinos? A) ns1 B) ns2 C) ns2np1 D) ns2np2 E) ns2np6 Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Modelo de prueba de Ciencias Técnico Profesional 2015.

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

5 Estructura atómica. Números cuánticos y configuración electrónica. Tabla periódica y propiedades periódicas. Enlace químico.

6 ¿Cómo se distribuye la masa del átomo?
1. Estructura atómica 1.1 La perspectiva molecular de la química Materia ¿Cómo se distribuye la masa del átomo? Está formada por Más de un tipo de átomo Átomos Se combinan para formar Moléculas Núcleo Protón Neutrón Un tipo de átomo Electrón

7 ¿Qué son los isóbaros e isótonos?
1. Estructura atómica 1.2 Isótopos, número de masa y número atómico Isotopos: átomos de un mismo elemento que difieren en su masa (número de neutrones). ¿Qué son los isóbaros e isótonos? Igual Z; distinto A

8 Unidad de masa atómica (uma)
1. Estructura atómica 1.2 Isótopos, número de masa y número atómico Masa atómica promedio: se determina a partir de las masas de los isótopos y de sus abundancias relativas. Por ejemplo: ¿Qué es una uma? Unidad de masa atómica (uma)

9 E Ejercitación Ejercicio 4 “guía del alumno” ASE MC
Considerando las siguientes características de las especies dadas a continuación I) un ion de carga +2 con un número atómico igual a 20. II) un átomo con 20 neutrones y 20 electrones. III) un ion de carga –1 con 18 electrones y un número másico igual a 37. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta con respecto a las especies? A) I y II son isoeléctricos. B) I y III son isótopos. C) II y III son isóbaros. D) I y II son isótonos. E) II y III son isótonos. E ASE Representemos cada especie I) 20X2+ , p+ = 20, e- = 18 Analicemos las partículas subatómicas. II) , p+ = 20, e- = 20, n°= 20 I y II = isotopos I y III = isoelectrónicos II y III = isótonos III) , p+ = 17, e- = 18, n°= 20

10 2. Números cuánticos y configuración electrónica
Ecuación de Schrödinger Orbitales y sus energías Número cuántico principal (n) Nivel de energía. Mientras más pequeño, más cerca del núcleo. Número cuántico secundario (l ) Tipo de orbital. Toma valores desde 0 hasta (n-1). Número cuántico magnético (m) Orientación del orbital. Toma valores enteros entre –l y +l, incluyendo el 0.

11 2. Números cuánticos y configuración electrónica
Posibles valores de l Designación subnivel Posibles valores de m Números de orbitales en los subniveles Número total de orbitales por nivel Número cuántico de spin Indica el giro del e- Puede tomar dos valores +1/2 Electrón desapareado -1/2 Electrón apareado

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

13 E      Ejercitación Ejercicio 5 “guía del alumno” ASE MTP
Si los números cuánticos del último electrón de un átomo de calcio son: n = 4, ℓ = 0, m = 0 y s = -1/2 (↑↓), es posible afirmar que A) el calcio tiene completo el nivel 3. B) su último electrón se ubica en un orbital p. C) los electrones del calcio solo ocupan orbitales s. D) el calcio tiene 1 electrón de valencia. E) su último electrón está en el nivel 4, en un orbital s. Nivel de energía Orbital = s Por convención, -1/2  electrón apareado.  E ASE     El término de configuración electrónica es 4s2, por lo tanto la configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

14 2. Números cuánticos y configuración electrónica
Notación que describe cómo se distribuyen los electrones de un átomo en los diversos orbitales atómicos. ¿Qué ocurre con el espacio entre orbitales a medida que n aumenta? Los orbitales también se pueden ordenar en términos de energía para dar lugar a un diagrama de Aufbau.

15 2. Números cuánticos y configuración electrónica
2.5 Reglas que rigen la configuración electrónica Regla de Hund Los orbitales con igual nivel de energía, se llenan progresivamente de manera que siempre exista un mayor número de electrones desapareados. Principio de exclusión de Pauli “Dos electrones en un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales” Principio de mínima energía o de Aufbau Los electrones pasan a ocupar los orbitales de menor energía, y progresivamente se van llenando los orbitales de mayor energía.

16 3. Tabla periódica y propiedades periódicas
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 o la capa más externa. Elementos representativos del bloque s. Metales de transición. Elementos representativos del bloque p. Metales del bloque f

17 3. Tabla periódica y propiedades periódicas
Hay dos factores que influyen: Número cuántico principal Carga nuclear efectiva ¿Qué es la carga nuclear efectiva?

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

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

20 A Ejercitación Ejercicio 10 “guía del alumno” Aplicación MTP
El átomo de hierro (Fe) puede formar iones de carga +2 y +3. Al respecto, es correcto afirmar que A) el ion Fe3+ será más pequeño que el Fe2+. B) el ion Fe2+ será más pequeño que el Fe3+. C) el átomo de Fe es más pequeño que cualquiera de los dos iones. D) el tamaño del átomo de Fe no cambia al formar los iones Fe2+ o Fe3+. E) a mayor carga de los iones mayor es el tamaño de los iones. A mayor cantidad de e- para una misma especie, mayor será su tamaño. A Aplicación Ordenándolos de menor a mayor Fe3+< Fe2+ < Fe 23 e e e-

21 4. Enlace químico 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).

22 4. Enlace químico 4.1 Tipos de enlace

23 PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
4. Enlace químico 4.1 Tipos de enlace PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS COVALENTES METÁLICOS 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.

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

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

26 4. Enlace químico 4.4 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: 3. Fuerzas de dispersión o de London 1. Fuerzas dipolo-dipolo permanente 2. Fuerzas dipolo permanente dipolo inducido

27 4. Enlace químico 4.4 Fuerzas intermoleculares Puentes de Hidrógeno
Átomo de H unido a un átomo pequeño y muy electronegativo como O, N o F. ¿Cómo afecta la presencia de puentes de H al punto de ebullición? Es un tipo de interacción dipolo-dipolo

28 Desarrollemos la estructura de Lewis
Ejercitación Ejercicio 15 “guía del alumno” MC ¿Cuál es la geometría de la molécula CS2? A) Angular. B) Tetraédrica. C) Lineal. D) Trigonal plana. E) Piramidal. Desarrollemos la estructura de Lewis Es una molécula de tipo AB2, sin pares de electrones no enlazantes en el átomo central. C ASE Geometría lineal

29 Pregunta oficial PSU ¿Cuál de las siguientes notaciones representa a los electrones de valencia de los metales alcalinos? A) ns1 B) ns2 C) ns2np1 D) ns2np2 E) ns2np6 A ASE Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Modelo de prueba de Ciencias Técnico Profesional 2015.

30 Modelo atómico de la materia
Tabla de corrección Ítem Alternativa Unidad temática Habilidad 1 C Modelo atómico de la materia Aplicación 2 3 A Comprensión 4 E ASE 5 6 D 7 Reconocimiento 8 9 10

31 Modelo atómico de la materia
Tabla de corrección Ítem Alternativa Unidad temática Habilidad 11 D Modelo atómico de la materia Aplicación 12 C Reconocimiento 13 Comprensión 14 A El enlace químico 15 ASE 16 B 17 E 18 19 20

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

33 Equipo Editorial Área Ciencias: Química
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