PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

ELECTRONES

• En 1897, Thomson estudiaba la conducta de la electricidad en un tubo de descarga de gases , cuando observó que del cátodo (electrodo) negativo se emitían una serie de partículas, llamadas rayos catódicos.

• Electrón: Se encuentra en la corteza; su masa aproximadamente es de 9,1 x 10-31 kg, casi nula. Tienen carga negativa.

PROTONES

• En 1886, Goldstein observa que en los tubos de rayos catódicos, junto al electrón aparecen unas nuevas partículas que proceden del seno del gas. (RAYOS CANALES)

PROTONES• Protón: Tiene carga positiva igual en

magnitud a la carga negativa del electrón. Se encuentran en el núcleo y su masa es de 1,6 x 10-27 kg, aproximadamente 1836 veces la del electrón.

• El número atómico (Z) de un elemento indica el número de protones que tiene en el núcleo. Por ejemplo el núcleo del átomo de hidrógeno contiene un único protón

NEUTRONES

• Neutrón: El neutrón fue identificado por primera vez, en 1932 por Chadwick estudiando los resultados de los experimentos realizados por los esposos Joliot- Curie, que habían producido un tipo de radiación, al producirse la interacción de partículas alfa con núcleos de berilio.

NEUTRONES

•Su masa es igual que la del protón, y a los dos se les puede denominar nucleones. No poseen carga. Y se encuentran en el núcleo.

DE LAS TEORÍAS ATÓMICAS

• Primero Rutherford y más tarde Bohr idearon estructuras para intentar explicar el funcionamiento interno de los átomos.

• Estas estructuras se denominan modelos atómicos. Según Bohr, el átomo está dividido en dos zonas esenciales: núcleo y corteza.

DISTRIBUCIÓN DE PARTÍCULAS

• En el núcleo se encuentran los protones y los neutrones.

• Girando alrededor del núcleo, en órbitas o niveles de energía que constituyen la corteza, se hallan los electrones.

• El tamaño del átomo es aproximadamente 10.000 veces mayor que el tamaño del núcleo.

IMPORTANTE

• Casi la totalidad del peso de un átomo se encuentra en el núcleo, por lo que se puede considerar despreciable el peso total de la corteza frente al núcleo.

ÁTOMO NEUTRO

• Un átomo en equilibrio es eléctricamente neutro.

• Ello significa que el número de cargas positivas es igual al número de cargas negativas. En consecuencia, el número de protones coincide con el número de electrones. A este número se le denomina número atómico (Z) 

Número atómico = N. de Protones = N. de Electrones  

VALORES

• Número de masa (A)

Es la suma del número de protones más el número de neutrones:

Número de masa = Neutrones + Protones

A = no. de neutrones + Z

ISÓTOPOS

Átomos que tiene el mismo NÚMERO ATÓMICO pero diferente número de MASA.

Tienen la misma cantidad de PROTONES y ELECTRONES pero diferente cantidad de NEUTRONES.

Carbono 12= 6p+6n+6e-

Carbono 13= 6p+7n+6e-

Litio 6/3-7/3

ÁTOMO NEUTRO

IONES

• Se definen como átomos o grupos de átomos con carga

Ca 2+ Li+ Al 3+ O 2- S 2-

CATIONES

• ÁTOMOS O GRUPO DE ÁTOMOS CON CARGA POSITIVA

ANIONES

ÁTOMOS O GRUPO DE ÁTOMOS CON CARGA NEGATIVA

REACCIONES QUÍMICAS

• De combinación o síntesis

• De descomposición

• De sustitución sencilla

• De doble sustitución

• De neutralización

REACCIONES DE COMBINACIÓN

• Dos o más sustancias (elementos o compuestos) reaccionan para producir una sustancia (siempre un compuesto)

A + Z AZ

2Mg(s) + O2(g) ---> 2MgO(s)

2Na(s) + Cl2(g) ---> 2NaCl(s)

• Una sustancia (siempre un compuesto) se descompone para formar dos o más sustancias (elementos o compuestos)

AZ A + Z

REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN

CaCO3(s) ---> CaO(s) + CO2(g)PbCO3(s) ---> PbO(s) + CO2(g)

REACCIONES DE SUSTITUCIÓN SENCILLA

• Reacciona un elemento y un compuesto, y el elemento sustituye a otro elemento del compuesto

A + BZ AZ + B

Zn(s) + CuSO4(ac) ---> ZnSO4(ac) + Cu(s)

Mg(s) + HCl(ac) ---> MgCl2(ac) + H2(s)

• Reaccionan dos compuestos y el catión de uno de ellos intercambia su lugar con el catión del otro compuesto

REACCIONES DE DOBLE SUSTITUCIÓN

AX + BZ AZ + BX

Ni(NO3)(ac) + 2NaOH(ac) ---> Ni(OH)2(s) + 2NaNO3(ac)

AgNO3(ac) + HCl(ac) ---> HNO3(ac) + AgCl(s)

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

• Reacciona un ácido con una base

HX + MOH MX + HOH

Ba(OH)2(ac) + H2SO4(ac) ---> BaSO4(s) + 2H2O(l)

NaOH(ac) + HCl(ac) ---> NaCl(ac) + H2O(l)

ELECTROQUÍMICAEstudia las relaciones entre la energía eléctrica y la energía química; puede comprender:

•El uso de la electricidad para producir una reacción química o,

•La producción de una corriente eléctrica mediante una reacción química

TAREA: Investiga que es una celda electrolítica y una celda voltaica (galvánica), así como sus respectivas características.

ORBITALES ATÓMICOS

• Zonas de probabilidad donde se pueden localizar los electrones en un átomo.

• Formas que se describen por el movimiento de los electrones.

TIPOS DE ORBITALES

• Orbital s (sharp)

• Orbital p (principal)

• Orbital d (diffuse)

• Orbital f (fundamental)

FORMA DE LOS ORBITALES ATÓMICOS

• ORBITAL s

VALORES DE l

• Los valores de l dependen del número n.

l= n-1

n=1 l=0 orbital s

n=2 l=1 orbital p

n=3 l=2 orbital d

n=4 l=3 orbital f

SUBNIVELES

• El número de subniveles es equivalente al número de niveles

Nivel 1 1 subnivel s

Nivel 2 2 subniveles s y p

Nivel 3 3 subniveles s, p y d

Nivel 4 4 subniveles s,p,d,y f

NÚMERO m

VALORES DE m

Si:n=1 l=0 m = 0 (sin orientaciones)

n=2 l=1 m = -1 0 +1 ( 3 orientaciones)

n=3 l=2 m = -2 -1 0 +1 +2 ( 5 orientaciones)

n=4 l=3 m = -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 (7 orientaciones)

ORBITAL s

• Sin orientaciones

ORBITAL p

NÚMERO s

• Número cuántico que indica el sentido en el que giran los electrones en su propia orbita (movimiento rotacional)

• Sus valores son de

+ ½ Y - ½

NÚMERO s

IMPORTANCIA DE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS

• Permiten localizar a cualquier electrón dentro de un átomo.

• Son empleados para construir la configuración electrónica de los elementos.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

• Representación a través del cual, se pueden distribuir los electrones dentro de un átomo.

• Para ello se requiere contar con el valor del número atómico (z)

REGLAS PARA LA CONSTRUCCIÓN DE LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

• Para la distribución electrónica de un átomo, los niveles de energía se consideran como un gran hotel, en donde las mejores habitaciones dobles están en el primer piso.

• Los electrones, como los huéspedes, tratarán de ocupar las mejores habitaciones (una a la vez). Entonces se aparean en estas habitaciones mejores, antes de pasar al siguiente piso.

REGLAS DE LLENADO

• LOS NIVELES SE LLENAN DE LOS DE MENOR A MAYOR ENERGÍA

(PRINCIPIO DE AUFBAU)* Los cálculos teóricos realizados por los

científicos muestran que los valores de energía para cada nivel y orbital, no son siempre congruentes. Para resolver esta problemática y apegarse a la regla anterior, se creó un recurso nemotécnico denominado la REGLA DE LA DIAGONAL.

REGLA DE LA DIAGONAL• La lectura de la misma se realiza de arriba a abajo,

siguiendo las diagonales trazadas sobre la distribución convenida.

FORMAS DE ESCRIBIR LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

• Notación electrónica

Emplea coeficientes, literales y exponentes.

Coeficiente: indica el número de nivel.

Literal: indica el tipo de orbital.

Exponente: indica el número de electrones en el orbital.

2s1 o 2s2

FORMAS DE ESCRIBIR LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

• DIAGRAMA DE ORBITAL• Usar flechas para indicar el sentido del giro del

electrón.• Desglosar cada uno de los orbitales en el número

de orientaciones correspondientes.• El llenado de cada uno de los orbitales se llevará

a cabo de acuerdo a un arreglo arbitrario en donde se llena de izquierda a derecha iniciando con la flecha hacia arriba usando cada una de las casillas.

• Hecho esto se “aparean” electrones de izquierda a derecha con la flecha en sentido inverso.

REGLA DE HUND • Cuando hay dos o más orbitales con la

misma energía (tres p, cinco d o siete f), los electrones se acomodarán en orbitales distintos, en lugar de aparearse en el mismo orbital.

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI

• No existen dos electrones en un mismo elemento con los 4 números cuánticos iguales, o bien, cada orbital puede albergar un máximo de dos electrones, dado que sus espines estan apareados (+ ½, - ½).

IMPORTANTE

El último electrón que se coloca en la configuración electrónica, se denomina:

electrón diferencial

En la distribución electrónica de un átomo, los electrones que se colocan en el último nivel de energía se denominan:

electrones de valencia

OTRA MANERA DE INTERPRETAR A LOS

NÚMEROS CUÁNTICOS Y LA TABLA PERIÓDICA

DETERMINACIÓN DE PERÍODO

• Periodo: número de nivel de energía más externo que se encuentra ocupado.

• Ejemplo: Carbono; Z= 6

1s2 2s2 2p2

• El último nivel de energía es 2 entonces el periodo en el que se encuentra es el 2.

DETERMINACIÓN DE GRUPO Y BLOQUE.

• Los elementos de un mismo grupo tienen la misma configuración electrónica para el último nivel de energía y mismo número de electrones de valencia.

• El número de electrones de valencia es igual al número de grupo. El último orbital es el bloque en donde se encuentra.

Ejemplo: Carbono; Z=61s2 2s2 2p2 Grupo = 2+2=4 Grupo = IVABloque: p

PROPIEDADES PERIÓDICAS

• Están muy relacionadas a su posición en la tabla periódica. Algunas de ellas son:

• Radio atómico.• Carácter metálico.• Potencial de ionización.• Afinidad electrónica.• Electronegatividad.

Radio Atómico.• Se define como la mitad de la

distancia entre dos núcleos de dos átomos unidos entre sí.

• Aumenta de arriba abajo y disminuye de izquierda a derecha.

Disminuye

Aumen

ta

ORGANIZACIÓN DE LA TABLALos elementos están colocado de acuerdo a su número atómico.

GRUPOS

PERIODOS

BLOQUES

BLOQUES, GRUPOS Y PERÍODOS

FAMILIAS

CLASE DE ELEMENTOS

TIPO DE ELEMENTOS

LANTÁNIDOS Y ACTÍNIDOS

ENLACES QUÍMICOS

• En la naturaleza es muy raro encontrar a los átomos aislados, generalmente los gases nobles se presentan como átomos aislados, el resto de las sustancias se presentan formando agrupaciones de átomos.

¿Por qué queremos entender cómo se enlazan

las partículas materiales unas con otras?

• Si comprendemos el mecanismo del enlace químico, este conocimiento puede llevarnos a controlar la formación o ruptura de estos enlaces y por consiguiente, la formación o destrucción de sustancias, dependiendo siempre de lo que estemos necesitando.

REFLEXIÓN• Imagina que acabas de descubrir la forma de evitar que

se enlacen el oxígeno y el hierro, los cuales formaban el indeseable óxido de hierro, causante de la perjudicial corrosión. Enumera 5 consecuencias ventajosas para la humanidad de tu descubrimiento.

APLICACIÓN

Una de las claves de la comprensión de la fuerza motriz del enlazamiento químico, fue el descubrimiento de los gases nobles y su comportamiento químico relativamente inerte. Los gases nobles han sido utilizados cuando se ha hecho necesario tener una sustancia inactiva. Los buzos normalmente usan una mezcla de nitrógeno y oxígeno a presión para respirar bajo el agua. Sin embargo, cuando esta mezcla de gases es usada en profundidades, donde la presión es muy alta, el gas nitrógeno es absorbido por la sangre, con la posible consecuencia de causar desorientación mental. Para evitar este problema, se puede sustituir por una mezcla de oxígeno y helio lo cual reduce el tiempo requerido para la descompresión . El buzo todavía obtiene el oxígeno necesario, pero el inactivo helio que se disuelve en la sangre no causa desorientación mental. El único inconveniente radica en que la menor densidad de la mezcla puede cambiar el ritmo de la vibración de las cuerdas vocales, y el buzo puede emitir sonidos similares al del pato Donald.

¿POR QUE SE UNEN LOS ÁTOMOS?

• Para entender esta cuestión se debe tener presente un principio general en el comportamiento de la materia:

• "TODO TIENDE A EVOLUCIONAR HASTA LLEGAR A UNA FORMA DE MÁXIMA ESTABILIDAD".

Regla de octeto y estructura de Lewis

• A inicios del siglo XX, en 1916, de manera independiente, los científicos Walter Kossel y Gilbert Lewis concluyeron que la tendencia que poseen los átomos de lograr estructuras similares a las del gas noble más cercano explica la formación de los enlaces químicos.

Regla del octeto• “Cuando se forma un enlace químico los átomos

reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que la capa más externa de cada átomo contenga ocho electrones, y así adquiere la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico”.

• No obstante, hay muchas excepciones a esta regla y hasta se han logrado sintetizar algunos compuestos de los gases nobles.

¿Cómo diseñar una estructura de Lewis?

Permite ilustrar de manera sencilla los enlaces químicos.

El símbolo del elemento está rodeado de puntos o cruces que corresponden al número de electrones presentes en la capa de valencia.

ESTRUCTURA DE LEWISReglas básicas:

1.Escribe el símbolo atómico.

2.Considera que cada lado es una caja que puede tener hasta 2 e-

3.Cuenta los electrones de valencia del elemento.

4.Llena cada caja pero no hagas pares a menos que no tengas de otra.

X

EJEMPLO

•El oxigeno tiene 8 e- y 6 de ellos son de valencia.•Al ponerlos en las cajas.

O

Se tiene que tomar una decisión:

O

Hasta que obtenemos el símbolo de Lewis para el O.

O

Con la ayuda de la Tabla Periódica, completa el siguiente cuadro:

ELEMENTOELEMENTO ELECTRONES ELECTRONES DE VALENCIADE VALENCIA

ESTRUCTURA ESTRUCTURA DE LEWISDE LEWIS

SODIOSODIO

MAGNESIOMAGNESIO

ALUMINIOALUMINIO

SILICIOSILICIO

FÓSFOROFÓSFORO

AZUFREAZUFRE

CLOROCLORO

LITIOLITIO

CALCIOCALCIO

¿A qué se denomina entonces ENLACE QUÍMICO?.

• A las uniones entre átomos que surgen al ceder, tomar o compartir electrones entre si con el fin de lograr la estructura más estable.

• Se define también como la fuerza que mantiene juntos a grupos de dos o más átomos y hace que funcionen como unidad.

TIPOS DE ENLACES QUÍMICOS

• ENLACE IÓNICO• ENLACE COVALENTE

Enlace covalente polar

Enlace covalente no polar• ENLACE COVALENTE COORDINADO• ENLACE POR PUENTE DE HIDRÓGENO• ENLACE METÁLICO

ENLACE IÓNICO

• El héroe, el Sr. Cloro arrebata a la Srita. Electrón de manos del villano, Sr. Sodio.

• Un átomo de Sodio dona un electrón a un átomo de Cloro para formar los iones sodio y cloro.

ENLACE IÓNICO• Se forma cuando un átomo que pierde electrones

relativamente fácil (metal) reacciona con otro que tiene una gran tendencia a ganar electrones (no metal).

• LA FORMACIÓN DE UN ENLACE IÓNICO LA FORMACIÓN DE UN ENLACE IÓNICO PROVOCARÁ SIEMPRE LA OBTENCIÓN DE PROVOCARÁ SIEMPRE LA OBTENCIÓN DE IONES.IONES.

UNIÓN IÓNICA

• +

Sodio Cloro Cloruro de sodio

CARACTERISTICAS QUE DEFINEN UN ENLACE IÓNICO

• Se forman entre elementos metálicos y no metálicos.

• Un átomo cede electrones (metal) y otro los acepta ( no metal).

• Basado en la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace, puede predecirse el tipo de enlace que se formará:

si la diferencia de electronegatividades es mayor que si la diferencia de electronegatividades es mayor que 2, se formará un enlace íonico2, se formará un enlace íonico

CARACTERÍSTICAS

• Se disuelven facilmente en el agua y otros disolventes polares,

• En solución acuosa, fácilmente conducen electricidad, • Tienden a formar sólidos cristalinos con temperaturas

de fusión muy altas.

EJERCICIO

• Del listado siguiente elige los compuestos que presentan enlace iónico.

1) CCl4 2) LiBr 3) MgCl2 4) CO2

5) SO2 6) HF 7) AlBr3 8) PCl3 9) CaI2 10) NaS2 11) CaO 12) S03

13)Al2S3 14) PCl5 15) HI 16) Li3N

ENLACE COVALENTE• Los átomos comparten electrones.

• Ocurre porque los átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones (generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se cuando dos no metales se enlazan enlazan

• No se forman cargas iónicas. Por consiguiente, no hay fuerzas intermoleculares fuertes en los compuestos covalentes tal como las hay en las moléculas iónicas.

COMPUESTOS COVALENTES• Ya que los electrones están compartidos en las

molécula covalentes, muchos compuestos son gases o líquidos a temperatura ambiente en vez de sólidos como los compuestos iónicos.

• Las moléculas covalentes tienden a tener una

atracción intermolecular más débil.

TIPOS DE ENLACES COVALENTES

Basado en la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace puede predecirse el tipo de enlace que se formará:

•Si la diferencia de electronegatividades esta entre 0.5 y 1.9, el enlace formado será covalente polarcovalente polar. •Si la diferencia de electronegatividades es menor a 0.4 el enlace será covalente no polar.covalente no polar.

EJEMPLO• Qué tipo de enlace se formará entre H y O? • Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el

Hidrógeno tiene una Electronegatividad de 2.1 y el Oxígeno 3.5, por lo tanto la diferencia de electronegatividades será:

3.5 - 2.1 = 1.4 • 1.4 es menor que 2.0 y mayor que 0.5. Por lo tanto, el

enlace será Covalente Polar.

FORMACIÓN DE CARGAS PARCIALES

• Esto ocurre solo en compuestos covalentes polares.

• En ellos el elementos más electronegativo adquiere una carga parcial negativaparcial negativa ((-)-) y el elemento menos electronegativo una carga parcial positiva parcial positiva ((+) .+) .

EJERCICIO

• De acuerdo a tu tabla de electronegatividades

¿Qué tipo de enlace presentan los compuestos siguientes?

A) SO2 B) HI C) CH4

D) CCl4 E) N2 F) AlCl3

G) CO2 H) HCl I) NH3

• Asigna la carga parcial a los elementos que la presenten

ENLACE COVALENTE COORDINADO

• Se caracteriza porque uno de los dos átomos que forman dicho enlace contribuye con el par de electrones requerido para su formación.

• Sus propiedades son similares a los compuestos covalentes.

HECHO:

• Si ya sabemos que la unión de dos átomos no metálicos genera enlaces covalentes y la unión de un metal y un no metal uno iónico:

¿qué tipo de enlace se produce cuando unes dos átomos metálicos?

¿Cómo explicas?

• El brillo que poseen los metales.• La conductividad térmica y calórica.• La maleabilidad y la ductibilidad de estos

elementos.

EL ENLACE METÁLICO DEFINICIÓN:

• Enlace en el cual los átomos “pierden” los electrones sobrantes.

• Los electrones “perdidos” están deslocalizados a lo

largo del metal formando una nube electrónica.

PROPIEDADES • Conducen la electricidad

por tener electrones en movimiento.• Conducen el calor por los choques entre electrones. • Tº de fusión y ebullición

altas. • Densidad alta (redes muy

compactas).• Son insolubles. • No forman moléculas independientes.

TEORÍA NUBE ELECTRÓNICA • El enlace está deslocalizado y

por lo tanto el electrón siempre está en movimiento y es esta movilidad lo que le da el brillo metálico, tal como se puede ver en el oro, cromo y otros.

• Los electrones de valencia no están fijos en el átomo y por lo tanto hay deplazamiento de electrones y al ser sustituidos por uno nuevo dan lugar a la conductividad.

• Debido a la movilidad de esos electrones, al llegar la luz no pasa, dando lugar a la opacidad ( no transparencia).

Explica los hechos siguientes:

• Cuando metes una bebida gaseosa al congelador ¿por qué estalla el recipiente?

• Si lo que introduces si es una bebida sin gas ¿por qué el envase se deforma?

• Si sabes que un sólido es más “compacto” que un líquido. ¿por qué el hielo flota en el agua?.

• Como explicas que un sólido “desaparezca” en un líquido cuando lo disuelves.

• Por qué el agua siendo una molécula tan pequeña presenta un punto de ebullición tan alto?

PUENTES DE HIDRÓGENO

• Son fuerzas intermoléculares que mantienen unidas a las partículas que forman una sustancia covalente polar .

• Su presencia justifica las variaciones en las propiedades físicas ó químicas de los compuestos.

• Para que se presenten se requiere:* que existan átomos de hidrógeno unidos a átomos

electronegativos como el oxígeno, azufre, nitrógeno o fósforo

PUENTES DE HIDRÓGENO EN EL AGUA

• El agua es el ejemplo más comun que presenta este tipo de interacciones.

• La justificación a estas fuerzas es una interacción dipolar

ALGUNOS FENÓMENOS COMO LA SOLUBILIDAD SON EXPLICADOS EN BASE A ESTAS INTERACCIONES

PUENTES DE HIDRÓGENOAlgunas características del agua también se explican en base a ellas como lo son:

a) el hielo es menos denso que el agua líquida.

b) el volumen del hielo es mayor que el agua líquida.

pHSe usa para medir la acidez o basicidad de una solución.Se define como el potencial de Hidrógeno

pH = -log [H+]

Escala de pH: 0 a 14

pH 0 a 6.9: pH ácidopH 7: pH neutropH 7.1 a 14: pH básico

Basándote en el pH de las siguientes sustancias, determina si son soluciones ácidas, básicas o neutras:

a) Saliva, pH 6.6b) Antiácido, pH 8.5c) Jugo de jitomate, pH 4.2d) Solución de NaCl, pH 7

EJERCICIO

Determina el pH de cada una de las siguientes soluciones:

a) [H+] = 1 X 10 -5 M

b) [H+] = 1 X 10 -2 M

c) [H+] = 1 X 10 -9 M

Ácidos y basesÁCIDO BASE

Sabor agrio Sabor amargo

Reacciona con metales (Mg, Zn, Fe)

Reacciona con ácidos para formar agua y sales

Libera iones H+ en el agua

Libera iones OH- en el agua

HCl, H2SO4, HNO3, H2CO3

NaOH, KOH, Ca(OH)2, Mg(OH)2