Unidad 3 abril 2011 - Norma Espinoza

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Teoría Atómica de Dalton
1 La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos.
2. Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades. Todos los átomos de un elemento son iguales y poseen las mismas propiedades químicas. Los átomos de elementos distintos son diferentes y tienen propiedades diferentes.  
Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más elementos en proporciones fijas y en una relación numérica sencilla. 
4. En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una a otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento. 
Alto 
Alto voltaje
Pantalla Fluorescente
Ánodo
Cátodo
Partículas subatómicas – El electrón
_
+
Comportamiento de las cargas
Fuerzas entre objetos con carga eléctrica.
Comportamiento de las cargas
Efecto de un campo magnético sobre partículas cargadas.
Primeros experimentos sobre la estructura atómica
Tubo de rayos catódicos
Placa cargada
Gotas de aceite
Atomizador
Experimento de Millikan
Visor del microscopio
Placa cargada
Orificio pequeño
Gotas de aceite en observación
Rayos X
Thomson Carga/ masa e- 
Carga e-
Masa e-
El protón 
Tubo de rayos catódicos - GOLDSTEIN
Modelo de Thomson
Esfera uniforme cargada positivamente 
Electrones
Rayos X
Equipo de Rayos X diseñado
por Roentgen en 1896
Radiografía de la mano de
Anna Bertha Roentgen
Los rayos X son fotones de alta energía, no se desvían cuando son sometidos a campos eléctricos ni magnéticos y poseen un gran poder de penetración.
Radioactividad
La radioactividad es la emisión espontánea de radiación de ciertas sustancias inestables.
	Rayos alfa	 Rayos beta	Rayos gamma
	Carga eléctrica positiva
Poco penetrantes	Electrones
Más penetrantes que los alfa	No manifiestan carga eléctrica
Gran poder penetrante
No son partículas, son fotones de alta energía
Desintegración o descomposición de sustancias radioactivas
El átomo nuclear- Rutherford
Modelo planetario del átomo 
Propiedades de onda

  = c = 3 108 m/s
= Longitud de onda
= Frecuencia
La luz
 C= velocidad a la cual la luz pasa a través del vacio 
Espectro electromagnético 
Espectro electromagnético 
Espectros atómicos
Espectros atómicos
Efecto fotoeléctrico
Efecto fotoeléctrico
Potasio-2,0 eV necesarios para eyectar el electrón 
fotón
Fenómeno en el que los electrones son expulsados desde la superficie de ciertos metales que se expuesto a la luz de al menos determinada frecuencia mínima , frecuencia umbral
Modelo de Bohr
Absorción
Emisión
Modelo de Bohr
Modelo atómico actual - Schödinger
Evolución del modelo atómico
Números Cuánticos 
Principal (n)
 
 
Del momento angular , azimutal (l )
 
 
Magnético (ml )
De espín (s)
 
 (ml )=  l, (-l +1), ….,0,… + (l  1), +l
n= 1, 2, 3, 4,…….. 
Valor de l 0 1 2 3
Denominación del orbital s p d f
s = ½,½
	 n 	Subcapas	l 
(n-n) hasta
 (n-1)	ml
 –l,0,+l	Orbitales	Electrones	2n2
	1	1s	0	0	1	2	2
	2	2s
2p	0
1	0
-1,0,+1	1
3	2
6	8
	3	3s
3p
3d	0
1
2	0
-1,0,+1
-2,-1,0,+1,+2	1
3
5	2
6
10	18
	4	4s
4p
4d
4f	0
1
2
3	0
-1,0,+1
-2,-1,0,+1,+2
-3,-2,-1,0,+1,+2,+3	1
3
5
7	2
6
10
14	32
Relaciones entre los valores n, l, ml hasta n= 4
Orbitales s y p
Orbitales d
Orbitales f
Spin del electrón
Spin del electrón
Energía de los orbitales
(a)
(b)
Principio de Aufbau
Principio Aufbau:
- Construir y minimizar la energía.
Principio de exclusión de Pauli:
- Dos electrones de un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. Solo dos electrones pueden existir en el mismo orbital y deben tener espín opuesto.
Regla de Hund:
- Los electrones ocupan inicialmente los orbitales de idéntica energía de forma desapareada.
REGLA DE HUND
Configuración electrónica
Es la manera en que están distribuidos los electrones entre los distintos orbitales atómicos.
1 s 1
Número cuántico principal
Número de electrones en el orbital o subnivel
Número cuántico del momento angular (l) 
1s1
Diagrama de orbitales
Elementos representativos
Elementos de transición
Período 
Los PERIODOS están formados por un conjunto de elementos que teniendo propiedades químicas diferentes, mantienen en común el presentar igual número de niveles con electrones en su envoltura, correspondiendo el número de PERIODO al total de niveles o capas
1
2
3
4
5
6
7
Grupo
Los elementos que conforman un mismo GRUPO presentan propiedades físicas y químicas similares.
 IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
Tabla periódica de los elementos
Lantánidos 
Actínidos
Bloques del sistema periódico
Los bloques del sistema periódico
Propiedades Periódicas
 Energía de ionización, I.
Afinidad electrónica, E
Radio Atómico
 
Electronegatividad, 
Capacidad de un átomo neutro para atraer los electrones compartidos en un enlace químico.
Es la cantidad de energía que un átomo en estado gaseoso tiene que absorber para que se desprenda un electrón.
Es el cambio de energía que se produce cuando un átomo en estado gaseoso capta un electrón. 
A pesar que la nube electrónica no tiene límites fijos, tan solo se puede determinar la distribución de su probabilidad, se toma la distancias entre núcleos.
49
Electrones de la capa interna
Mg (g) Mg + (g) + e - I1 = 737,7 kJ/mol
Mg + (g) Mg 2+ (g) + e - I2 = 1451 kJ/mol
Energías de ionización de los elementos del tercer período ( kJ/mol)
Primera energía de ionización
Afinidad electrónica 
Radio Covalente: la mitad de la distancia internuclear en las moléculas diatómicas gaseosas de los elementos no metálicos: O2, F2, Cl2, N2,.. 
Radio metálico: la mitad de la distancia internuclear entre dos átomos en la red metálica.
Radio iónico : distancia entre los núcleos de los iones que forman los compuestos iónicos cristalinos.
Radio atómico
Unidades 
1 pm = 1x10−12 m.
 1 nm = 1000 pm 
 1 Å = 100 pm 
 Cl
Cl
99
incremento del radio atómico
incremento del radio atómico
Longitudes de enlace y radio covalente
Distancia internuclear (longitud de enlace)
Radio covalente
Radio covalente
Distancia internuclear (longitud de enlace)
Radios de átomos neutros e iones
Radios de átomos neutros e iones
Aumento de la electronegatividad
Aumento electronegatividad
Aumento electronegatividad
Electronegatividad
Electronegatividades de Pauling
Electronegatividad
																		
																		
																		
																		
																		
																		
																		
																		
																		
Radio atómico
Afinidad electrónica 
Energía de ionización
Propiedades de metales y no metales
Metales
 Dúctiles y Maleables
 Conductividad eléctrica y térmica elevada.
 Brillo gris metálico o plateado (excepto Cu y Au)
 Casi todos son sólidos (excepto Hg, Cs, Ga). 
 Las capas externas contienen pocos electrones , habitualmente tres o menos. 
 Forman cationes ,iones positivos, por pérdida de electrones.
 Forman compuestos iónicos con no metales.
 Estado sólido caracterizado por enlace metálico.
No metales
 Ni dúctiles ni maleables.
 Aislantes.
 Sin brillo metálico.
 Sólidos, líquidos y gases.
 Las capas externa contienen cuatro o mas electrones (excepto el He y el H).
 Forman aniones, iones negativos, por ganancia de electrones.
 Forman compuestos iónicos con metales y covalentes con no metales.
 Moléculas enlazadas covalentemente entre no metales 
Afinidad electrónica
Energía de ionización
Energía de ionización
Radio atómico
Electroafinidad
Radio atómico
Carácter metálico
Carácter no metálico
LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS VARÍAN DE LA SIGUIENTE MANERA
Tresmodelos de enlaces químicos 
Enlace iónico
Enlace covalente
Enlace metálico
Muchos átomos
Muchos iones
Muchos átomos
Muchos átomos
mar de e-
Compartición
de electrones
Transferencia
de electrones
Enlace covalente
Enlace iónico
átomos
 átomos
Enlace covalente Enlace iónico 
molécula
 Ión positivo
Ión negativo
Estructura de Lewis para los elementos del período 2 y 3
Período
Enlace Iónico
 Li+ F
Li + F 
Enlace Iónico
Na(g) Na+ (g) + e-
 495,8 kJ/mol
3
 ½ Cl2 (g) Cl (g)
 122 kJ/mol
2
Na (s) Na (g)
 107,3 kJ/mol
1
Ciclo Born-Haber
Cl(g) + e- Cl - (g)
 - 348,6 kJ/mol
Na+(g) + Cl-(g) Na Cl (s)
 - 787 kJ/mol
Reacción neta
Na (s) + ½ Cl2 (g) Na Cl (s)
 - 411 kJ/mol
4
5
Enlace covalente del hidrógeno
Energía liberada cuando se forma el enlace (Energía de enlace -)
Energía absorbida cuando se rompe el enlace (Energía de enlace +)
(Distancia de enlace del H2)
Distancia internuclear (pm)
Energía potencial (kJ/mol)
 H x • H
Enlace covalente simple 
Enlace covalente Doble
Enlace covalente Doble
 
***
X
X
x
Enlace covalente Triple
Enlace covalente del Acido Carbónico
Enlace covalente del Amoniaco 

Enlace covalente Dativo
0 ─── ≤ 0.4 ─── < 1.7 ── > Iónico 
Covalente Apolar
Covalente polar
Enlace covalente polar
Electronegatividades
Enlace covalente Apolar
 H H
 H Cl
Enlace covalente polar
+

CO2
Cada dipolo C-O se anula porque la molécula es lineal
Momento dipolar cero
Los dipolos H-O no se anulan porque la molécula no es lineal
H2O
Momento dipolar
Enlace dipolo
Enlace dipolo
Principalmente
iónico
Covalente polar
Principalmente
covalente
Principalmente iónico
Covalente polar
Principalmente covalente
Covalente no polar
Carácter de los enlaces químicos
Iónico
Covalente 
Límites arbitrarios
Porcentaje de carácter iónico
Diferencia de electronegatividad y porcentaje carácter iónico 
COMPUESTOS IÓNICOS
1.	Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general, > 400ºC)
2.	Muchos son solubles en disolventes polares, como el agua..
3.	La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.
4.	 Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones)
5.	Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones).
COMPUESTOS COVALENTES
1.	Son gases, líquidos o sólidos con punto de fusión bajos (por lo general, < 300ºC)
2.	Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares.
3.	La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.
4.	 Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad.
Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.
Propiedades de los compuestos iónicos
Fuerza externa
Fuerza repulsiva
El cristal se quiebra
Sólido iónico
 Sólido iónico fundido
Sólido iónico
disuelto en agua
Propiedades de los compuestos iónicos
Solubilidad de un cristal iónico en solvente polar
Vaporización de un compuesto iónico
Enlace metálico – Teoría del mar de electrones
El modelo del mar de electrones representa al metal como un conjunto de cationes ocupando las posiciones fijas de la red, y los electrones libres moviéndose con facilidad, sin estar confinados a ningún catión específico
Los átomos ceden sus electrones de valencia, que pasan a formar un mar de electrones. Los núcleos de los átomos, con cargas positivas, quedan enlazados por atracción mutua hacia los electrones con carga negativa
Enlace metálico – teoría del mar de electrones
Enlace Metálico -Teoría de Bandas
En semiconductores la separación entre bandas puede superarse por aplicación de un potencial eléctrico o Temperatura. En los metales puede que la separación sea muy pequeña o que ambas bandas estén superpuestas
La gran separación entre la BC y la BV en los aislantes justifica su falta de conducción eléctrica.
Aislante
 
 Banda de conducción
 Banda de conducción
 Banda de conducción
Banda de valencia
Banda de valencia
Banda de valencia
Enlace metálico – Teoría de Bandas
Enlace de hidrógeno
Enlace de hidrógeno en el H2O
Enlace de hidrógeno en el NH3
Enlace de hidrógeno en el HF
Fuerzas intermoleculares
Enlace Dipolo - Dipolo inducido
Moléculas e iones interactúantes 
¿Participan moléculas polares?
¿Participan iones?
¿Están presentes moléculas polares y también iones
Hay átomos de hidrógeno unidos a átomos de F, N,O
Fuerzas de London
Fuerzas dipolo-dipolo
Puente de hidrógeno
Fuerzas ión-dipolo
Enlace iónico
No
Si
No
No
Si
No
 Si
Si
Principales Atracciones Intermoleculares
Fuertes enlaces covalentes dentro de las moléculas
Fuerzas débiles intermoleculares entre moléculas
 Fase gaseosa
 Fase líquida
Los fuertes enlaces dentro de las moléculas y las débiles fuerzas entre ellas 
Los enlaces covalentes de sólidos de redes covalentes 
Cuarzo
Oxígeno
Silicio
Carbono
Diamante
g
C
m
e
/
10
.
76
,
1
8
-
=
H
2.1
Elemento más
electronegativo
Li
1.0
Be
1.5
B
2.0
C
2.5
N
3.0
O
3.5
F
4.0
Na
0.9
Mg
1.2
Al
1.5
Si
1.8
P
2.1
S
2.5
Cl
3.0
K
0.8
Ca
1.0
Sc
1.3
Ti
1.5
V
1.6
Cr
1.6
Mn
1.5
Fe
1.8
Co
1.8
Ni
1.8
Cu
1.9
Zn
1.6
Ga
1.6
Ge
1.8
As
2.0
Se
2.4
Br
2.8
Rb
0.8
Sr
1.0
Y
1.2
Zr
1.4
Nb
1.6
Mo
1.8
Tc
1.9
Ru
2.2
Rh
2.2
Pd
1.2
Ag
1.9
Cd
1.7
In
1.7
Sn
1.8
Sb
1.9
Te
2.1
I
2.5
Cs
0.7
Ba
0.9
La
1.1
Hf
1.3
Ta
1.5
W
1.7
Re
1.9
Os
2.2
Ir
2.2
Pt
2.2
Au
2.4
Hg
1.9
Tl
1.8
Pb
1.8
Bi
1.9
Po
2.0
At
2.2
Fr
0.7
Ra
0.9
Ac
1.1
Th
1.3
Pa
1.5
U
1.7
Np – Lw
1.3
Elemento menos electronegativo
H
2.1
Elemento más electronegativo
Li
1.0
Be
1.5
B
2.0
C
2.5
N
3.0
O
3.5
F
4.0
Na
0.9
Mg
1.2
Al
1.5
Si
1.8
P
2.1
S
2.5
Cl
3.0
K
0.8
Ca
1.0
Sc
1.3
Ti
1.5
V
1.6
Cr
1.6
Mn
1.5
Fe
1.8
Co
1.8
Ni
1.8
Cu
1.9
Zn
1.6
Ga
1.6
Ge
1.8
As
2.0
Se
2.4
Br
2.8
Rb
0.8
Sr
1.0
Y
1.2
Zr
1.4
Nb
1.6
Mo
1.8
Tc
1.9
Ru
2.2
Rh
2.2
Pd
1.2
Ag
1.9
Cd
1.7
In
1.7
Sn
1.8
Sb
1.9
Te
2.1
I
2.5
Cs
0.7
Ba
0.9
La
1.1
Hf
1.3
Ta
1.5
W
1.7
Re
1.9
Os
2.2
Ir
2.2
Pt
2.2
Au
2.4
Hg
1.9
Tl
1.8
Pb
1.8
Bi
1.9
Po
2.0
At
2.2
Fr
0.7
Ra
0.9
Ac
1.1
Th
1.3
Pa
1.5
U
1.7
Np – Lw
1.3
Elemento menos electronegativo
H
H
C
O
H
O
H
O
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
x
C
O
H
O
H
O
N
H
H
H
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