UNIVERSIDAD Finis Terrae Carrera de Odontología Curso de Química General y Orgánica, 2011.-

ESTRUCTURA ATOMICA

Prof. Leonardo Gaete G.

¿Qué estudia la Química?

La Química es la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de la materia, los cambios que ésta sufre y la energía involucrada en dichos cambios.

El concepto de átomo

El filósofo griego Demócrito (460-370 A.C.), junto con su maestro Leucipo, fueron los fundadores de la escuela “atomista”.

…”la materia está formada por partículas invisibles e indivisibles, las cuales no nacen ni mueren y son eternas” A estas partículas las denominaron “átomos”, que significa justamente “indivisible”.

El concepto de átomo

Los antiguos griegos suponían que existían 4 “elementos” - tierra, aire, fuego y agua- que podían producir todas las demás sustancias si se combinaban en las proporciones correctas.

Su concepto de “elemento” era similar al actual, pero nosotros sabemos que existen más de 100 elementos químicos, los cuales -en diferentes combinaciones – componen toda la materia que existe sobre la tierra.

ESTRUCTURA ATÓMICA : elementos y compuestos

La materia está constituida por ELEMENTOS QUIMICOS o por combinaciones de elementos que se denominan COMPUESTOS ELEMENTOS Hidrógeno= H Oxígeno= O Calcio=Ca Cloro=Cl

COMPUESTOS agua H2O óxido de calcio CaO ácido clorhídrico HCl cloruro de calcio CaCl2

ESTRUCTURA ATÓMICA • Los elementos están constituidos por ATOMOS, que corresponden a las partículas más pequeñas que pueden existir. • Todos los átomos de un elemento son idénticos. • Los átomos de elementos diferentes tienen masas diferentes. • Un compuesto es una combinación específica de átomos de diferentes elementos • (John Dalton, 1807)

ESTRUCTURA ATOMICA El átomo de un elemento se diferencia de otro en el número de protones

el HIDROGENO tiene 1 solo protón, el HELIO tiene 2 protones, el LITIO tiene 3 protones... y así sucesivamente hasta llegar al último elemento que tiene 116 protones, y que es el UNUNHEXIO.

El modelo de Thomson Dalton imaginó los átomos como esferas sin rasgos sobresalientes (como bolas de billar). Hoy en día se sabe que los átomos tienen una “estructura interna”: ellos están constituídos por partículas aún más pequeñas denominadas “partículas subatómicas”.

La primera evidencia experimental de la “estructura interna” del átomo fue el descubrimiento del electrón por el físico británico Joseph John Thomson (1856-1940). El electrón es una partícula subatómica de carga (-). Robert Millikan, un físico norteamericano, determinó la carga del electrón, que corresponde a 1,602 x 10-19 coulombs. Su masa es 9,1 x 10-31 Kg. Thomson recibió el Premio Nobel de Física en 1906

El modelo de Thomson A pesar de los electrones con carga (-), los átomos no poseen carga. Por lo tanto, a comienzos del siglo XX los científicos suponían que el átomo debía contener suficiente carga (+) para anular la carga (-). Thomson sugirió un modelo del átomo como una esfera uniforme con carga positiva distribuída homogeneámente, con los electrones embebidos en ella como las pasas en un pastel.

El modelo de Rutherford (1911) Experimentos realizados por Lord Ernest Rutherford (1871-1937) y sus estudiantes Hans Geiger y Ernest Marsden, bombardeando una lámina de platino con partículas α (núcleos de He), llevaron a Rutherford a proponer el siguiente modelo:

• el núcleo es un centro puntual, muy pequeño, de alta densidad, y que contiene la carga positiva (los protones). • la envoltura es un gran espacio vacío que rodea al núcleo y donde están distribuidos los electrones de carga negativa. • la carga positiva del núcleo anula exactamente la carga negativa de los electrones circundantes.

Rutherford recibió el Premio Nobel de Química en 1908.

Estructura atómica : partículas subatómicas protones (p+) neutrones (n0)

núcleo

otras partículas subatómicas

átomo

envoltura : electrones (e-) núcleo: cuerpo central diminuto y denso, con carga positiva. los electrones se distribuyen en el espacio alrededor del núcleo, en distintos niveles de energía, llamados orbitales.

ESTRUCTURA ATÓMICA : partículas subatómicas

PARTICULA

SIMBOLO

CARGA ELECTRICA

MASA (Kg)

protón

p+

+1

1,67 x 10-27

neutrón

n0

0

1,67 x 10-27

electrón

e-

-1

9,11 x 10-31

• la carga de un protón corresponde a 1,602 x 10-19 coulombs y se le asigna el valor +1

Otras Partículas Sub-atómicas Nombre

Masa

Carga

positrón

10 X 10-28 g

(+)

neutrino

10-5 veces < e-

(0)

anti-protón

2 X 10-24 g

mesones

1 X 10 -13 g

(-)

Estable

Inestable

(+) o (-) Inestable

Estructura atómica : Número atómico y Número másico El número atómico, representado por la letra Z, corresponde al NUMERO DE PROTONES, y es el que confiere la identidad al elemento A la suma de Protones y Neutrones se le denomina Número Másico, representado por la letra A.

A = p+

+ n0

A Si X representa a un elemento, tenemos:

Z

X

Estructura atómica : Número atómico y Número másico

Hidrógeno

H

1

1

Nitrógeno

7N

14

: 7 protones 7 neutrones

39

: 19 protones 20 neutrones

Potasio

19 K

Estroncio

38 Sr

Mercurio

80 Hg

: 1 protón

88

: 38 protones 50 neutrones

200

: 80 protones 120 neutrones

Estructura atómica : Isótopos En la naturaleza, los elementos se presentan como isótopos, que corresponden a átomos del mismo elemento, pero con diferente masa. Esto significa que difieren en el número de neutrones.

El Hidrógeno no tiene neutrones:

1 1

H

El Deuterio tiene 1 neutrón:

El Tritio tiene 2 neutrones:

2 1

H 3 1

H

Isótopos: son elementos que tienen el mismo número atómico (Z) pero distinto número másico (A). 233

235

U 92

U 92

141 nº

238

239

U

U

92

143 nº

146 nº

92

147 nº

Isótopos: todos poseen 92 protones (Z= 92) pero poseen distinto número de neutrones. Todos son átomos de un mismo elemento.

Teoría atómica : los electrones El modelo de Niels Bohr (1885-1962), físico danés, Premio Nóbel de Física en 1922: • los electrones giran en torno al núcleo en órbitas

circulares permitidas, que poseen niveles discretos y cuantizados de energía. Hoy se sabe que los electrones NO giran en órbitas. • los electrones pueden saltar de un nivel electrónico

a otro, sin pasar por estados intermedios.

• el salto de un electrón de un nivel a otro implica

emisión o absorción de energía en forma de fotones, cuya energía corresponde a la diferencia de energía entre ambas órbitas.

Modelo de Bohr El aporte de Bohr: los electrones están en diferentes y determinados niveles de energía (permitidos), pero los electrones no giran en órbitas.

Teoría atómica moderna : los electrones

Principio de incertidumbre de Heisenberg: “ es imposible conocer simultáneamente la posición y la velocidad del electrón”. La mecánica ondulatoria o cuántica: “ todo corpúsculo material tiene asociado una onda”... así el electrón puede ser onda y partícula.

Teoría atómica moderna : orbitales SCHRÖDINGER (1926) desarrolla una ecuación matemática para la localización de los electrones en un átomo. Esta nos indica la PROBABILIDAD de localización de los electrones.

Se llega al concepto de ORBITALES, que representan las localizaciones donde existe la MAYOR PROBABILIDAD de encontrar un electrón.

Cada electrón de un átomo queda definido a través de 4 “números cuánticos”.

TEORIA ATOMICA : los electrones

1. NUMERO CUANTICO PRINCIPAL: “n” especifica el nivel de energía potencial ( relacionado con la distancia al núcleo)

son números enteros: 1, 2, 3, 4….

TEORIA ATOMICA : los electrones 2. NUMERO CUANTICO AZIMUTAL: “l” (ele) especifica el subnivel de energía son números enteros: 0, 1, 2, 3 (va desde 0 a n-1) “n”: número cuántico principal indica la forma del orbital: l = 0 orbital s

l = 1 orbital p l = 2 orbital d l = 3 orbital f

TEORIA ATOMICA : los electrones 3. NUMERO CUANTICO MAGNETICO: “m” •

especifica los orbitales individuales dentro de un subnivel

indica la orientación del orbital en el espacio.

tiene valores que van entre –l y +l , incluyendo el cero “l” : número cuántico azimutal

TEORIA ATOMICA : los electrones 4. NUMERO CUANTICO DE SPIN: “s” • especifica la dirección de la rotación del electrón o “spin” • tiene los valores - 1/2 o +1/2.

TEORIA ATÓMICA : los electrones

n=3

(18)

l=2

d

m=-2 m=-1 m=0 m=+1 m=+2

l=1

p

m=-1 m=0 m=+1

3p

l=0

s

m=0

3s

l=1

p

m=-1 m=0 m=+1

2p

l=0

s

m=0

2s

l=0

s

m=0

1s

3d

n=2

(8)

n=1

(2)

“n”

“m”

“l”

Nivel de energía

Subnivel Forma

Orientación

TEORIA ATÓMICA : los electrones

(32)

l=3

f

m=-3 m=-2 m=-1 m=0 m=+1 m=+2 m=+3

4f

l=2

d

m=-2 m=-1 m=0 m=+1 m=+2

4d

l=1

p

m=-1 m=0 m=+1

l=0

s

n=4

Nivel

Subnivel Forma

m=0

Orientación

TEORIA ATOMICA : los orbitales s y p

Si n=1.... l=0 ... m=0 el orbital es s (1s)

4p

4s

TEORIA ATOMICA : los orbitales s y p Si n=2 hay l=0 y l=1 si l=0: m=0: orbital s (2s) si l=1: m puede ser: -1, 0 y +1 :

m = +1: orbital pz

m = -1 orbital px m=0 orbital py

TEORIA ATOMICA : los orbitales d

TEORIA ATOMICA : los orbitales f

CONFIGURACION ELECTRONICA Corresponde a la distribución de los electrones en los orbitales, en torno al núcleo. Ocurre de acuerdo a ciertas reglas: 1. PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI “ Un orbital puede contener máximo 2 electrones y éstos deben ser de spin diferente” 2. REGLA DE HUND “ Los electrones van ocupando los orbitales de menor a mayor

energía” Si los orbitales disponibles son de igual energía, los electrones van quedando desapareados.” (Esta disposición es más estable porque en los subniveles quedan los espines paralelos)

Principio de construcción de Aufbau: El llenado de los niveles con los electrones, se realiza en orden de energía creciente. Nivel Pero no es como dice lo teórico: 4s antes que 3d 5s antes que 4d 6s antes que 4f y 5d 7s antes que 5f y 6d

1

Sub-nivel

2 3 4 5 6 7

Configuración electrónica La configuración electrónica del carbono (Z= 6) es 1s

2

2s

2

2 2p

1s y NO

1s2

2

2s

2

2s2

1 2px

1 2py

2px2

Esta configuración cumple el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund. Al ocupar 2 orbitales 2p, px y py los electrones quedan con sus espines paralelos. y NO

CONFIGURACION ELECTRONICA: “anomalías” La configuración electrónica del potasio (Z= 19) es : 2

1s

2

2

2

2

2s 2px 2py 2pz

2

2

2

2

1

3s 3px 3py 3pz

4s

El orbital 4s se llena antes que el orbital 3d. Calcio (Z=20) 1s

2

2

2

2

2

2s 2px 2py 2pz

2

2

2

2

3s 3px 3py 3pz

2

4s

Escandio (Z=21) 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s2 3d1

Tabla periódica de los elementos : metales y no metales Metales: • poseen brillo metálico (no todos) • son maleables (forman láminas) • son dúctiles (forman alambres) • conducen el calor y la corriente eléctrica • son sólidos a temperatura ambiente, excepto Hg, Ga, Cs y Fr • tienen tendencia a perder electrones en las reacciones químicas No metales: • no poseen brillo • no son maleables ni dúctiles • son malos conductores del calor y de la corriente eléctrica • varios son gases a la temperatura ambiente, en forma de moléculas diatómicas (H2, N2, O2, F2, Cl2). El Br2 es líquido y el I2 es un sólido volátil. Los demás son sólidos • tienen tendencia a ganar electrones en las reacciones químicas o a compartir electrones

SISTEMA PERIODICO Los elementos se ordenan en forma creciente de sus números atómicos (Z). Está organizado en Periodos y Grupos Los Periodos son a las lineas horizontales y corresponden a los NIVELES DE ENERGIA (número cuántico principal) Periodo 1 : 2 elementos Periodo 2 : 8 elementos Periodo 3 : 8 elementos Periodo 4 : 18 elementos Periodo 5 : 18 elementos Periodo 6 : 32 elementos

Sistema periódico de los elementos : periodos Cada periodo comienza con un elemento que posee una configuración electrónica en su nivel más externo n s1 y termina con un elemento denominado gas noble que posee los orbitales n p completos (n p6) Por ejemplo, el periodo 3 comienza en sodio termina con argón

11Na 18Ar

:

3s 1 (último nivel)

:

3s2 3p6 (último nivel)

SISTEMA PERIODICO El primer nivel o primer periodo (máximo 2 electrones) comienza con Hidrógeno (H) (Z=1), que tiene un solo electrón :1s1 y termina con el gas noble Helio (He) (Z=2), con 2 electrones: 1s2

El segundo nivel o segundo periodo (máximo 8 electrones) comienza con Litio (Li)(Z=3), con 3 electrones, quien tiene la configuración del gas noble anterior (He) más 2s1 1s2 2s1

o [He] 2s1

y termina con el gas noble Neón (Ne) (Z=10), con 10 electrones 1s2 2s2 2p6

SISTEMA PERIODICO El tercer nivel o tercer periodo (máximo 18 electrones) continua con el Sodio ( Na ) (Z=11), con 11 electrones, que tiene la configuración del gas noble anterior (Neón) más 3s1 :

1s2 2s2 2p6 3s1 o [Ne] 3s1

Este nivel termina con el gas noble Argón (Ar)(Z=18) que es:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

SISTEMA PERIODICO

En el CUARTO nivel, los 2 primeros elementos,potasio (19K) y calcio (20Ca) llenan los orbitales 4s antes que los 3d. A partir del escandio (21Sc), comienzan a llenarse los orbitales 3d, los cuales se completan en el zinc (30Zn), teniendo el orbital 4s lleno. Estos elementos, desde el Sc al Zn se llaman ELEMENTOS DE TRANSICION. Entre el galio (31Ga) y el gas noble kriptón (36Kr), se completan los orbitales 4p.

2

2

6

2

6

10

2

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p

6

SISTEMA PERIODICO En el QUINTO nivel, los 2 primeros elementos, rubidio (37Rb) y estroncio (38Sr) llenan los orbitales 5s antes que los 4d. A partir del itrio (39Y), comienzan a llenarse los orbitales 4d, los cuales se completan en el cadmio (48Cd). Estos elementos, desde el Y al Cd se constituyen la segunda serie de ELEMENTOS DE TRANSICION.

Entre el indio (49In) y el gas noble xenón (54Xe), se completan los orbitales 5p. 2

2

6

2

6

10

2

6

10

2

6

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 5s 5p

SISTEMA PERIODICO En el SEXTO nivel, los 2 primeros elementos, cesio ( 55Cs) y bario (56Ba) llenan los orbitales 6s antes que los 5d. A partir del lantano (57La), debiera comenzar el llenado de los orbitales 5d, pero previo a ello se llenan los orbitales 4f (que estaban vacíos). Estos corresponden a 14 elementos (7 orbitales f, cada uno con 2 electrones) Estos elementos se conocen como Lantánidos o Lantanoides y corresponden a ELEMENTOS DE TRANSICION INTERNA Luego se llenan los orbitales 5d y al final, los 6p. Estos 14 elementos tienen en su capa más externa una configuración similar a la del Lantano, por este motivo les correspondería estar en el mismo lugar del sistema periódico ¡ o sea, todos apilados en el mismo lugar ! Por ese motivo se colocan aparte.

SISTEMA PERIODICO En el SEPTIMO nivel, los 2 primeros elementos, francio ( 87Fr) y radio (88Ra) llenan los orbitales 7s antes que los 6d. A partir del actinio (89Ac), debiera comenzar el llenado de los orbitales 6d, pero previo a ello se llenan los orbitales 5f (que estaban vacíos). Estos corresponden a 14 elementos (7 orbitales f, cada uno con 2 electrones) Estos elementos se conocen como Actínidos o Actinoides y corresponden a ELEMENTOS DE TRANSICION INTERNA. Luego se llenan los orbitales 6d. Estos 14 elementos tienen en su capa más externa una configuración similar a la del actinio , por este motivo les correspondería estar en el mismo lugar del sistema periódico ¡ o sea, todos apilados en el mismo lugar! Por ese motivo se colocan aparte.

SISTEMA PERIODICO : GRUPOS Las columnas verticales se denominan GRUPOS o FAMILIAS. Todos los elementos de un mismo grupo poseen la misma configuración electrónica en su nivel más externo, lo que les confiere un comportamiento químico semejante. Grupo 1 : n s1

Grupo 5 : n s2 np3

Grupo 2 : n s2

Grupo 6 : n s2 np4

Grupo 3 : n s2 np1 Grupo 4 : n

s2

Grupo 7 : n s2 np5

np2

Grupo 8 : n s2 np6 (gases nobles)

Sistema periódico : grupos o familias Grupo I A : ns1 Grupo I B : ns1

alcalinos: Li, Na, K, Rb, Cs

Grupo II A : ns2 Grupo II B : ns2

alcalino-térreos: Mg, Ca, Sr, Ba

Grupos III B y III A : ns2 np1 Grupos IV B y IV A Grupos V B y V A

: ns2 np2 : ns2 np3

Grupos VI B y VI A : ns2 np4 Grupo VII B : ns2 np5 Grupo VII A : ns2 np5

halógenos: F, Cl, Br, I

Grupo VIII B : ns2 np6 Grupo VIII A : ns2 np6 gases nobles: He, Ne, Ar, Kr, Xe

Clasificación de los elementos según su configuración electrónica (n = período o número cuántico principal del nivel más externo) 1. elementos representativos: elementos de los grupos I A a VII A (o grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 y 17) configuración electrónica externa entre ns1 y ns2 np5 subniveles anteriores completos. 2. gases nobles: elementos del grupo VIII A o 18. configuraciones ns2 para el Helio y ns2 np6 para los demás (niveles completos) 3. elementos de transición (sus últimos electrones llenan orbitales d) y de transición interna (sus últimos electrones llenan orbitales f) grupos I B al VIII B (grupos 2 al 10)

Propiedades periódicas: propiedades físicas y radio atómico Las propiedades físicas de los elementos varían periódicamente,al aumentar el número atómico. Esto es una consecuencia de la variación en su configuración electrónica. 1. radio atómico 2. potencial o energía de ionización 3. electroafinidad 4. electronegatividad

Propiedades periódicas : radio atómico

Se define como la mitad de la distancia que separa dos núcleos de un mismo elemento unidos por enlace covalente simple. • disminuye en un periodo hacia la derecha (porque al aumentar la carga del núcleo en un mismo periodo, los electrones son atraídos con mayor fuerza). • aumenta en un grupo hacia abajo (porque en cada nuevo periodo, los electrones externos ocupan niveles más alejados del núcleo).

Propiedades periódicas: potencial o energía de ionización energía de ionización aumenta d i s m i n u y e

Es la energía necesaria para extraer un electrón de un átomo en estado gaseoso. Cuesta más quitarle un electrón al fluor que al litio (igual periodo). Cuesta menos quitarle un electrón al sodio (período 3) que al litio (periodo 2).

Propiedades periódicas : electroafinidad electroafinidad aumenta d i s m i n u y e

Es la energía que se libera al añadir un electrón a un átomo en estado gaseoso. Mide la atracción de un átomo por un electrón extra. Al fluor le atrae más tener un electrón extra que al litio (igual periodo). Al sodio (periodo 3) le atrae menos tener un electrón extra que al litio (periodo 2).

Propiedades periódicas: electronegatividad La electronegatividad es una medida de la capacidad que tiene un determinado átomo para atraer electrones y es consecuencia del potencial de ionización y de la electroafinidad. electronegatividad aumenta

d i s m i n u y e El fluor (F) es el elemento más electronegativo.

ENLACE INTERATÓMICO ENLACE IÓNICO ENLACE METÁLICO ENLACE COVALENTE

ENLACE IÓNICO Es la unión de iones en redes cristalinas, regida por fuerzas electrostáticas. Se produce cuando existen las siguientes características: Diferencia de electronegatividad entre los átomos es superior a 1, 7 u Las características del enlace iónico son:

1.- Energía de enlace superior a las 200 Kcal/mol. 2.- Distancia de enlace aproximada a los 3 Å. 3.- Compuestos conductores de la corriente eléctrica, formados por redes cristalinas de iones atraídos por fuerzas de Coulomb, de altos puntos de fusión y ebullición, solubles en solventes polares.

ENLACE METÁLICO Es la unión de cationes organizados en redes cristalinas, con un mar de electrones que se mueve libremente entre ellos

Las características del enlace metálico son:

1.- Energía de enlace superior a las 200 Kcal/mol. 2 Los metales se unen en enlace metálico formando macromoléculas de átomos organizados en redes cristalinas que conducen la corriente eléctrica y el calor, de altos puntos de ebullición, de altas densidades y solubles en ácidos fuertes. El brillo metálico se debe al movimiento del mar de electrones.

ENLACE COVALENTE Es la unión de dos o más átomos de energías semejantes y se produce por compartición de electrones.

COVALENCIA: Es el compartimiento de valencias; o sea, compartimiento de orbitales o de pares de electrones. Se pueden compartir uno, dos y tres pares de Electrones para formar enlaces covalentes. Las características del enlace covalente son:

1.- Energía de enlace inferior a las 300 Kcal/mol. y varía entre 40 y 300 Kcal/mol. 2- Ángulos de enlace de acuerdo a la hibridación de orbitales atómicos. 3.- Los compuestos con enlaces covalentes no conducen la corriente eléctrica ni el calor, poseen bajos puntos de fusión y de ebullición y son solubles en solventes apolares o de baja polaridad.

TIPOS DE ENLACES COVALENTES ENLACE COVALENTE SIMPLE ENLACE COVALENTE DOBLE O ENLACE DOBLE ENLACE COVALENTE TRIPLE O ENLACE TRIPLE

ENLACE COVALENTE APOLAR ENLACE COVALENTE POLAR

ENLACE COVALENTE DATIVO ENLACE COORDINADO

ENLACE INTERMOLECULAR ENLACES EN MATERIAS CONDENSADAS, SÓLIDOS Y LÍQUIDOS.

UNIONES ION-DIPOLO UNIÓN PUENTE DE HIDROGENO UNIONES DIPOLO-DIPOLO FUERZAS DE VAN DER WAALS

UNIONES ION-DIPOLO Se producen entre un ion y el polo de carga opuesta de una molécula dipolar.

UNIÓN PUENTE DE HIDROGENO Es una atracción dipolo-dipolo especial, particularmente fuerte, que se establece entre el H unido por enlace covalente a fluor, oxígeno y nitrógeno, y moléculas que poseen flúor, oxígeno y nitrógeno.

H - - O //////// H - - O ¦ ¦ H H //////// O - - H ¦ H

UNIONES DIPOLO-DIPOLO Se produce entre moléculas dipolares debido a la atracción entre polos de carga opuesta. FUERZAS DE VAN DER WAALS Son las uniones producidas por la atracción de átomos próximos entre sí que tienen sus orbitales de valencia ocupados.