UNIDAD DE REFORZAMIENTO CAPÍTULO 1: ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA

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1 UNIDAD DE REFORZAMIENTO CAPÍTULO 1: ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA
Colegio Andrés Bello Chiguayante UNIDAD DE REFORZAMIENTO CAPÍTULO 1: ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA Jorge Pacheco R. Profesor de Biología y Química

2 Teoría de los cuatro elementos:
DEFINICIÓN DE CONCEPTOS Teoría de los cuatro elementos: Unos de los primeros intentos por explicar la composición de la materia, el cual postula que la materia estaba compuesta por cuatro elementos: tierra, aire, agua y fuego.

3 DEFINICIÓN DE CONCEPTOS
Número Atómico (Z): Corresponde al número de protones que posee un núcleo de un átomo. Cuando los átomos son neutro el número de protones coincide con el número de electrones.

4 DEFINICIÓN DE CONCEPTOS
Tubo de Crookes: Tubo de vidrio al vacío. Consta de dos electrodos cátodo (potencial eléctrico negativo) y ánodo (potencial eléctrico positivo).

5 DEFINICIÓN DE CONCEPTOS
Isótopos: Átomos perteneciente a un mismo elemento, es decir, que poseen igual Z pero distinto A.

6 DEFINICIÓN DE CONCEPTOS
Rayos Catódicos: Haz de luz, que se origina en el cátodo de un tubo de Crookes. Su trayectoria es desde el cátodo hacia el ánodo transportando carga negativa. Dichas cargas negativas fueron bautizadas como electrones.

7 DEFINICIÓN DE CONCEPTOS
Número Másico (A): Corresponde al número total de protones y neutrones que posee el núcleo de un átomo. A=Z+n.

8 COMPLETACIÓN N 7 7 7 8 u total 99,632% 0,368% 13,95 0,055 14,005
Isótopos Protones Neutrones Abundancia u 14 N 99,632% 7 15 0,368% u total 7 7 13,95 7 8 0,055 14,005

9 COMPLETACIÓN Ne 10 10 10 11 10 12 u total 90,48% 0,27% 18,096 9,25%
Isótopos Protones Neutrones Abundancia u 20 Ne 90,48% 10 21 0,27% 22 9,25% u total 10 10 18,096 10 11 0,0567 10 12 2,035 20,19

10 COMPLETACIÓN K 19 20 19 21 19 22 u total 93,26% 0,012% 36,37 6,73%
Isótopos Protones Neutrones Abundancia u 39 K 93,26% 19 40 0,012% 41 6,73% u total 19 20 36,37 19 21 0,0048 19 22 2,759 39,13

11 COMPLETACIÓN 1 1 1 1 2 u total Protio 99,985% Deuterio 0,015% Tritio
Isótopos Protones Neutrones Abundancia u Protio 99,985% Deuterio 0,015% Tritio 0% u total 0,99985 1 1 1 0,0003 1 2 1,00015

12 COMPLETACIÓN Al3+ In Te2- 27 13 14 10 13 115 49 66 49 49 128 76 54 52
Isótopos A Z n° e- p+ 27 Al3+ 13 115 In 49 128 Te2- 52 27 13 14 10 13 115 49 66 49 49 128 76 54 52 52

13 COMPLETACIÓN Especies Neutras : A y B. Especies Negativas: E.
D E F G N° de electrones 7 10 8 16 5 N° de protones 9 15 11 N° de neutrones 14 6 12 Especies Neutras : A y B. Especies Negativas: E. Especies Positivas : C, D, F y G.

14 COMPLETACIÓN Isótopos : B y D / A y F. Isóbaros : E. Isótonos : C y D.
Especie A B C D E F G N° de electrones 7 10 8 16 5 N° de protones 9 15 11 N° de neutrones 14 6 12 Isótopos : B y D / A y F. Isóbaros : E. Isótonos : C y D.

15 EXPRESAR 22 protones, 22 electrones y 26 neutrones: 48 Ti 22

16 EXPRESAR 15 protones, 16 electrones y 20 neutrones: 35 P 15

17 EXPRESAR 19 protones, 18 electrones y 20 neutrones: 39 K 19

18 Profesor de Biología y Química
Colegio Andrés Bello Chiguayante UNIDAD DE REFORZAMIENTO CAPÍTULO 2: MODELO MECANO CUÁNTICO Y ESTRUCTURA MOLECULAR Jorge Pacheco R. Profesor de Biología y Química

19 MODELO MECANO CUÁNTICO
APRENDIZAJES ESPERADOS: Definen los números cuánticos y describen los estados permitidos para un electrón en el modelo mecánico cuántico. Formulan la configuración electrónica de diversos elementos químicos. Distinguen la distribución espacial de las moléculas a partir de las propiedades electrónicas de los átomos constituyentes.

20 PREGUNTAS PREVIAS ¿Cuál fue la principal deficiencia del modelo atómico de Bohr? A pesar de los avances del modelo, era incapaz de explicar el espectro de átomos multielectrónicos o polielectrónicos (más de un electrón), lo que hizo suponer a otros científicos la existencia de estructuras al interior de los átomos, las que denominaron subniveles de energía.

21 PREGUNTAS PREVIAS ¿Cuál fue la principal contribución de Louis de Broglie al conocimiento de la estructura interna del átomo? Postula que, los electrones poseían un comportamiento dual de onda y partícula, pues cualquier partícula que posee masa y que se mueve a cierta velocidad, puede comportarse además como onda.

22 PREGUNTAS PREVIAS ¿Cuál fue la principal contribución de Werner Heisenberg al conocimiento de la estructura interna del átomo? Sugiere a partir de un supuesto matemático, la imposibilidad de conocer de manera simultánea y con exactitud la posición, el momento y la energía de un electrón. Mientras más exacta sea la determinación de una variable, más inexacta será la otra (principio de incertidumbre).

23 PREGUNTAS PREVIAS ¿Cuál fue la principal contribución de Erwin Schrödinger al conocimiento de la estructura interna del átomo? Establece una función de onda, denominada orbital, que describe probabilísticamente el comportamiento de un electrón en el átomo.

24 MODELO ATÓMICO MECANOCUÁNTICO
VÍDEO

25 Los números cuánticos son: Número cuántico principal (n).
Corresponde a la representación de la distribución de los electrones alrededor del núcleo de un átomo. Los números cuánticos son: Número cuántico principal (n). Número cuántico secundario (l). Número cuántico magnético (m). Número cuántico spin (s).

26 Corresponde a los niveles de energía de un electrón.
NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n) Corresponde a los niveles de energía de un electrón. A mayor valor de “n” mayor es la distancia promedio del electrón respecto del núcleo. Los valores asignados corresponden a números enteros y comienzan desde el 1 en adelante: n= 1, 2, 3, etc.

27 NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO (l)
Conocido también como momento angular o azimutal. Corresponde a la geometría o forma del orbital. Puede tener valores que comienzan desde 0 hasta (n-1) para cada valor de n. Ejemplo: Si n= 1, l= 0 Si n= 2, l= 0, 1 Si n= 3, l= 0, 1, 2

28 l 1 2 3 s p d f NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO (l)
Los valores de l son reemplazados por letras según la siguiente tabla. l 1 2 3 s p d f

29 NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO (l)
tipo “p” tipo “s” tipo “d”

30 NÚMEROS CUÁNTICOS : n y l
1 2 3 l 0 1 subnivel 1s 2s 2p 3s 3p 3d - ENERGÍA +

31 NÚMERO MAGNÉTICO (m) Corresponde a la orientación espacial de los orbitales. Los valores dependen de l. Adquieren todos los valores asignados a l, que van desde el –l hasta +l. Ejemplo: Si l= 0, m= 0 Si l= 1, m= -1, 0, +1 Si l= 2, m= -2,-1,0,+1,+2

32 NÚMERO MAGNÉTICO (m) m= 0 m= -1 m= 0 m= +1

33 RESUMEN Nº CUÁNTICOS

34 RESUMEN Nº CUÁNTICOS

35 RESUMEN Nº CUÁNTICOS

36 RESUMEN Nº CUÁNTICOS

37 ESPÍN (s) Corresponde al momento magnético del electrón, es decir al giro sobre su propio eje en sentido horario (+1/2) y antihorario (-1/2). Cada orbital posee una capacidad máxima de tolerar dos electrones siempre y cuando posea espín opuestos.

38 ACTIVIDAD: COMPLETAR Determina los valores de los números cuánticos del último electrón. Orbital n l m s 3s2 5s1 3p2 4p5 5f12 3d7 3 -1/2 5 +1/2 3 1 +1/2 1 -1/2 4 5 3 +1 -1/2 3 2 -1 -1/2

39 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

40 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Corresponde a la distribución de los distintos electrones alrededor del núcleo en los diferente niveles de energía y orbitales. Para saber cómo se ordenan debemos tener en cuenta los siguientes principios.

41 A) PRINCIPIO DE MÍNIMA ENERGÍA
“Los electrones se ubican primero en los orbitales de más baja energía, por lo tanto, los de mayor energía se ocuparán sólo cuando los primeros hayan agotado su capacidad”.

42 NIVELES DE ENERGÍA DE LOS ORBITALES

43 B) PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
“Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales”. Pueden compartir como máximo el valor de tres números cuánticos, pero no los cuatro.

44 C) PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND.
“En orbitales de la misma energía los electrones entran de a uno. Ocupando cada órbita con el mismo espín. Cuando se alcanza el semillenado recién se produce el apareamiento con los espines opuestos.”

45 NIVELES DE ENERGÍA DE LOS ORBITALES

46 ESQUEMA DE LLENADO DE ORBITALES

47 1s1 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Expresa el número de electrones en el orbital 1s1 Expresa el número cuántico principal (nivel de energía) Expresa el tipo de orbital

48 EJEMPLO 1s1 1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
H z=1 C z=6 Na z=11 Cl z=17 O 2- z=8 Mg 2+ z=12 K + z=19 1s1 1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

49 ELECTRONES DE VALENCIA
Corresponden a los electrones que se encuentran en el último nivel de energía. EJEMPLO: H z=1 C z=6 Na z=11 Cl z=17 1s1 1 e.v. 1s2 2s2 2p2 4 e.v. 1s2 2s2 2p6 3s1 1 e.v. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 7 e.v.

50 ELECTRONES CELIBATARIO
Corresponden a los electrones que se encuentran desapareado (solitario) al interior de un átomo. EJEMPLO: H z=1 C z=6 Na z=11 Cl z=17 1s1 1 e.c. 1s2 2s2 2px12py12pz0 2 e.c. 1s2 2s2 2p6 3s1 1 e.c. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1 e.c.

51 SÍMBOLO DE LEWIS Símbolo de Lewis de un elemento consiste en la representación de los electrones de valencia mediante la localización de puntos alrededor del símbolo químico.

52 SÍMBOLO DE LEWIS

53 FORMULACIÓN ESTRUCTURA DE LEWIS
Las estructuras, diagramas o fórmulas de Lewis de una molécula son representaciones planas de los átomos en la molécula y de la posición de los electrones enlazantes y no enlazantes.

54 FORMULACIÓN ESTRUCTURA DE LEWIS
Determina el número total de electrones de valencia que aportan los átomos participantes. Formula los símbolos de Lewis correspondiente. Dispone espacialmente los átomos que forman parte de la molécula. Para moléculas complejas (triatómica o más) el átomo menos electronegativo tomará la posición central (excepto el átomo de hidrógeno). Distribuye aleatoriamente los electrones alrededor de la molécula, de tal manera de cumplir la regla del octeto. Si no se cumple la regla del octeto se debe agregar enlaces dobles o triples.

55 F N EJEMPLO ESTRUCTURA DE LEWIS
Escribe la estructura de Lewis del trifluoruro de nitrógeno (NF3). Datos: N Z= 7 y F Z= 9. N Z= 7: 1s22s22p3 F Z= 9: 1s22s22p5 5 e x 1 = 5 7 e x 3 = 21 Total = 26 e F N

56 EJEMPLO ESTRUCTURA DE LEWIS
F N F F

57 EJEMPLO ESTRUCTURA DE LEWIS
F N F F

58 Datos: H z=1; O z= 8; Cl z=17; C z=6; N z=7.
EJERCICIOS A partir de las siguientes moléculas desarrolla la estructura de Lewis: Datos: H z=1; O z= 8; Cl z=17; C z=6; N z=7. H2O. O2. NH4+.

59 O H REVISIÓN H2O. H Z= 1: 1s1 O Z= 8: 1s22s22p4 1 e x 2 = 2
Total = 8 e O H

60 REVISIÓN H O H O H

61 REVISIÓN B) O2. O Z= 8: 1s22s22p4 6 e x 2 = 12 e O

62 REVISIÓN O O O

63 N H REVISIÓN C) NH4+. H Z= 1: 1s1 N Z= 7: 1s22s22p3 1 e x 4 = 4
Total = 9e – 1= 8e N H

64 REVISIÓN +1 H H N H H

65 C.F.= n° e.v. – (n° e. libres + ½ (n° e. enlazantes))
CARGA FORMAL (C.F.) Corresponde a la diferencia entre los electrones de valencia de un átomo aislado y el número de electrones asignados a ese átomo en una estructura de Lewis. Se puede calcular de acuerdo a: C.F.= n° e.v. – (n° e. libres + ½ (n° e. enlazantes))

66 EJEMPLO Determina la carga formal del átomo central de la molécula de agua: O H C.F. Oxígeno= 6 - (4 + 1/2 (4)) C.F. Oxígeno = 6 – ( 4 + 2) C.F. Oxígeno = 6 – 6 C.F. Oxígeno = 0

67 GEOMETRÍA MOLECULAR: MODELO RPEV
Modelo basado en criterios electroestáticos, cuya idea central es que los electrones de valencia en torno a un átomo tienden a ubicarse en las posiciones que minimizan la fuerza de repulsión entre ellos.

68 AXnEm GEOMETRÍA MOLECULAR: MODELO RPEV
A: Corresponde al átomo central. X: Átomo(s) unido(s) al átomo central. E: Pares de electrones libres en torno al átomo central. n: El número de átomos unidos al átomo central. m: Número de pares de electrones libres en torno al átomo central.

69 GEOMETRÍA MOLECULAR: MODELO RPEV
TIPO GEOMETRÍA ÁNGULO DE ENLACE REPRESENTACIÓN AX2 Lineal 180° AX3 Trigonal plana 120° AX4 Tetraédrica 109,5° AX2E Angular <120° AX3E Piramidal 107° AX2E2 104,5°

70 Profesor de Biología y Química
Colegio Andrés Bello Chiguayante Muchas Gracias Jorge Pacheco R. Profesor de Biología y Química