Colegio Andrs Bello Chiguayante UNIDAD DE REFORZAMIENTO CAPTULO

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

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.

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.

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

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

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.

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

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

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

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

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

COMPLETACIÓN Isótopos 27 13 115 49 128 52 Z n° e- p+ 27 13 14 10 13 115 49 66 49 49 Te 2 - 128 52 76 54 52 Al 3+ In A

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

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

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

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

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

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

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.

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.

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. 1892 - 1987

PREGUNTAS PREVIAS ¿Cuál fue la principal contribución de Werner Heisenberg al conocimiento de la estructura interna del átomo? 1901 - 1976 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).

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. 1887 - 1961

MODELO ATÓMICO MECANOCUÁNTICO VÍDEO

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

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.

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

NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO (l) • Los valores de l son reemplazados por letras según la siguiente tabla. l 0 s 1 p 2 d 3 f

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

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

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

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

RESUMEN Nº CUÁNTICOS

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.

ACTIVIDAD: COMPLETAR • Determina los valores de los números cuánticos del último electrón. Orbital n l m s 3 s 2 5 s 1 3 p 2 4 p 5 5 f 12 3 d 7 3 5 3 4 5 3 0 0 1 1 0 0 +1/2 -1/2 3 2 +1 -1 -1/2

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

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.

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”.

NIVELES DE ENERGÍA DE LOS ORBITALES

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.

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. ”

NIVELES DE ENERGÍA DE LOS ORBITALES

ESQUEMA DE LLENADO DE ORBITALES

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

EJEMPLO H z=1 C z=6 Na z=11 Cl z=17 O 2 - z=8 Mg 2+ z=12 K + z=19 1 s 1 1 s 2 2 p 2 1 s 2 2 p 6 3 s 1 1 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 1 s 2 2 s 2 2 p 6 1 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6

ELECTRONES DE VALENCIA • Corresponden a los electrones que se encuentran en el último nivel de energía. EJEMPLO: H z=1 1 s 1 1 e. v. C z=6 1 s 2 2 p 2 4 e. v. Na z=11 1 s 2 2 p 6 3 s 1 1 e. v. Cl z=17 1 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 7 e. v.

ELECTRONES CELIBATARIO • Corresponden a los electrones que se encuentran desapareado (solitario) al interior de un átomo. EJEMPLO: H z=1 1 s 1 C z=6 1 s 2 2 px 12 py 12 pz 0 2 e. c. Na z=11 1 s 2 2 p 6 3 s 1 1 e. c. Cl z=17 1 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 1 e. c.

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.

SÍMBOLO DE LEWIS

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.

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.

EJEMPLO ESTRUCTURA DE LEWIS • Escribe la estructura de Lewis del trifluoruro de nitrógeno (NF 3). Datos: N Z= 7 y F Z= 9. N Z= 7: 1 s 22 p 3 F Z= 9: 1 s 22 p 5 N 5 e x 1=5 7 e x 3 = 21 Total = 26 e F

EJEMPLO ESTRUCTURA DE LEWIS F N F F

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. A) H 2 O. B) O 2. C) NH 4+.

REVISIÓN A) H 2 O. H Z= 1: 1 s 1 O Z= 8: 1 s 22 p 4 H 1 e x 2=2 6 e x 1=6 Total =8 e O

REVISIÓN H O H

REVISIÓN B) O 2. O Z= 8: 1 s 22 p 4 6 e x 2 = 12 e O

REVISIÓN O O

REVISIÓN C) NH 4+. H Z= 1: 1 s 1 N Z= 7: 1 s 22 p 3 H 1 e x 4=4 5 e x 1=5 Total = 9 e – 1= 8 e N

REVISIÓN H H +1

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))

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

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.

GEOMETRÍA MOLECULAR: MODELO RPEV AXn. E m • 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.

GEOMETRÍA MOLECULAR: MODELO RPEV TIPO GEOMETRÍA ÁNGULO DE ENLACE AX 2 Lineal 180° AX 3 Trigonal plana 120° AX 4 Tetraédrica 109, 5° AX 2 E Angular <120° AX 3 E Piramidal 107° AX 2 E 2 Angular 104, 5° REPRESENTACIÓN

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