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PPTCTC019TC33-A17V1
Clase
Recapitulación Estructura Atómica
Resumen de la clase anterior
La polaridad de las
moléculas
depende de
• Geometría molecular
• Diferencia de E.N
Pregunta oficial PSU
¿Cuál de las siguientes notaciones representa a los electrones de
valencia de los metales alcalinos?
A) ns1
B) ns2
C) ns2np1
D) ns2np2
E) ns2np6
Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Modelo de prueba de Ciencias Técnico Profesional 2015.
Aprendizajes esperados
•
Reforzar los aprendizajes más importantes trabajados en las clases
anteriores de Estructura atómica.
Páginas del libro
desde la 27 a la 58.
1. Estructura atómica.
2. Números cuánticos y configuración
electrónica.
3. Tabla periódica y propiedades
periódicas.
4. Enlace químico.
1. Estructura atómica
1.1 La perspectiva molecular de la química
Materia
¿Cómo se
Está distribuye la
formada por
masa del
átomo?
Núcleo
Átomos
Se combinan
para formar
Moléculas
Más de
un tipo
de
átomo
Protón
Neutrón
Un tipo
de
átomo
Electrón
1. Estructura atómica
1.2 Isótopos, número de masa y número atómico
Isotopos: átomos de un mismo elemento que difieren en su masa (número de
neutrones).
Igual Z;
distinto A
1. Estructura atómica
1.2 Isótopos, número másico y número atómico
Isótonos
Igual número de
neutrones (n°)
Isóbaros
Igual número
másico (A)
Isoelectrónicos
Igual número de
electrones (e-)
Ejercitación
Ejercicio 13
“guía del alumno”
MC
Considerando las siguientes características de las especies dadas a continuación
I) un ion de carga +2 con un número atómico igual a 20.
II) un átomo con 20 neutrones y 20 electrones.
III) un ion de carga –1 con 18 electrones y un número másico igual a 37.
¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta con respecto a las especies?
A) I y II son isoeléctricos.
B) I y III son isótopos.
C) II y III son isóbaros.
D) I y II son isótonos.
E) II y III son isótonos.
Analicemos las
subatómicas.
Representemos cada
especie
E
ASE
I) 20X2+ , p+ = 20, e- = 18
partículas
II)
, p+ = 20, e- = 20, n°= 20
III)
, p+ = 17, e- = 18, n°= 20
I y III = isoelectrónicos
II y III = isótonos
2. Números cuánticos y configuración electrónica
2.2 Números cuánticos
Ecuación de
Schrödinger
Orbitales y sus
energías
Número cuántico
principal (n)
Nivel de energía. Mientras más pequeño, más
cerca del núcleo.
Número cuántico
secundario (l )
Tipo de orbital. Toma valores desde 0 hasta (n1).
Número cuántico
magnético (m)
Orientación del orbital. Toma valores enteros
entre –l y +l, incluyendo el 0.
2. Números cuánticos y configuración electrónica
2.2 Números cuánticos
n
Posibles
valores de
l
Designación
subnivel
Posibles valores de m
Número total
de orbitales
por nivel
Número cuántico de spin
Indica el giro del ePuede tomar dos valores
+1/2
Electrón desapareado
-1/2
Electrón apareado
2. Números cuánticos y configuración electrónica
2.3 Orbitales atómicos
Representación gráfica de los orbitales
Orbital d
Orbital s
Orbital p
Orbital f
Pregunta HPC
Ejercicio 7
“Guía del alumno”
La teoría atómica establece que el átomo puede alcanzar diferentes estados excitados, al
absorber energía de una frecuencia determinada; y, al volver a su estado fundamental, emitir
una radiación característica desde cada uno de ellos.
¿Cuál de las siguientes aplicaciones se basa en este planteamiento de la teoría atómica?
Así, es posible
identificar
los átomos
contenidos
en análisis de la
A) Estimación de la temperatura
en eras
geológicas
pasadas,
mediante
una
muestraen núcleos
y
también
sus
proporción de ciertos isótopos
de oxígeno
de hielo. cuantificar
concentraciones
a de
partir
del análisis
los el ADN.
B) Uso de rayos X para caracterizar
la estructura
moléculas
complejasdecomo
espectros de
de metales
absorción,
ejemplo,
mediante
la espectros de
C) Cuantificación de los contenidos
por por
medio
del análisis
de los
absorción característicos. técnica de espectrometría de absorción atómica.
D) Purificación del cobre a través del paso de una corriente eléctrica, que hace que los átomos
de este metal se depositen en el cátodo.
E) Visualización imágenes aumentadas en microscopios electrónicos de transmisión, utilizando
un flujo de electrones que rebotan o son absorbidos por el objeto de interés.
C
Comprensión
Habilidad de Pensamiento Científico: Análisis del
desarrollo de alguna teoría o concepto.
Ejercitación
Ejercicio 5
“guía del alumno”
MTP
Los números cuánticos del último electrón de un átomo de calcio son:
n = 4, ℓ = 0, m = 0 y s = -1/2 (↑↓),
Nivel de energía
Orbital = s
Por convención, -1/2
electrón apareado.
0
Al respecto, es correcto afirmar que

A) el calcio tiene completo el nivel 3.
B) su último electrón se ubica en un orbital p.
C) los electrones del calcio solo ocupan orbitales s.
D) el calcio tiene 1 electrón de valencia.
E) su último electrón está en el nivel 4, en un orbital s.




El término de configuración electrónica es
4s2,
por lo tanto, la configuración electrónica es
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
E
ASE
2. Números cuánticos y configuración electrónica
2.4 Configuración electrónica
Notación que describe cómo se distribuyen los electrones de un átomo en los diversos
orbitales atómicos.
¿Qué ocurre con
el espacio entre
orbitales a
medida que n
aumenta?
Los orbitales también se pueden ordenar en
términos de energía para dar lugar a un diagrama
de Aufbau.
2. Números cuánticos y configuración electrónica
2.5 Reglas que rigen la configuración electrónica
Regla
Principio
de Hund
de exclusión de Pauli
Los orbitales
“Dos electrones
con igual
ennivel
un átomo
de energía,
no pueden
se llenan
tenerprogresivamente
los cuatro números
de manera
cuánticos
que
iguales”
siempre
exista un mayor número de electrones desapareados.
Principio de mínima
energía o de Aufbau
Los electrones pasan a
ocupar los orbitales de
menor
energía,
y
progresivamente se van
llenando los orbitales de
mayor energía.
3. Tabla periódica y propiedades periódicas
3.1 Configuración electrónica y tabla periódica
La tabla periódica está estructurada de modo que los elementos están
relacionados por un mismo tipo de configuración de los e- de valencia o la capa
más externa.
Elementos representativos
del bloque s.
Metales de transición.
Elementos representativos
del bloque p.
Metales del bloque f.
3. Tabla periódica y propiedades periódicas
3.2 Propiedades periódicas
Hay dos factores que influyen:
• Número cuántico principal
• Carga nuclear efectiva
¿Qué es la
carga nuclear
efectiva?
3. Tabla periódica y propiedades periódicas
3.2 Propiedades periódicas
Radio
atómico
Energía
de
Ionización
3. Tabla periódica y propiedades periódicas
3.2 Propiedades periódicas
Electronegatividad (E.N)
Afinidad electrónica
Ejercitación
Ejercicio 10
“guía del alumno”
MTP
El átomo de hierro (Fe) puede formar iones de carga +2 y +3. Al respecto, es
correcto afirmar que
A) el ion Fe3+ será más pequeño que el Fe2+.
B) el ion Fe2+ será más pequeño que el Fe3+.
C) el átomo de Fe es más pequeño que cualquiera de los dos iones.
D) el tamaño del átomo de Fe no cambia al formar los iones Fe2+ o Fe3+.
E) a mayor carga de los iones mayor es el tamaño de los iones.
A
Aplicación
A mayor cantidad de e- para una misma
especie, mayor será su tamaño.
Ordenándolos de menor a
mayor
Fe3+< Fe2+ < Fe
23 e-
24e-
26e-
4. Enlace químico
Estructura de Lewis
Regla del octeto o del dueto
Los átomos se combinan para alcanzar una configuración electrónica más estable.
La estabilidad máxima se logra cuando un átomo es isoelectrónico con un gas
noble (existen excepciones).
4. Enlace químico
4.1 Tipos de enlace
4. Enlace químico
4.1 Tipos de enlace
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS
IÓNICOS
COVALENTES
METÁLICOS
• Forman redes cristalinas.
• Sólidos con puntos de
fusión y ebullición altos.
• Solubles en disolventes
polares.
• Conducen la corriente
eléctrica en disolución
acuosa.
• Malos conductores
térmicos.
• Puntos de fusión y
ebullición bajos.
• A CNPT, pueden ser
sólidos, líquidos o gaseosos.
• Aislantes de corriente
eléctrica y calor.
• Solubles en disolventes
apolares.
• Dúctiles y maleables.
• Brillo metálico.
• Buenos conductores de la
electricidad y el calor.
• Sólidos a temperatura
ambiente (excepto Hg).
• Generalmente,
insolubles en cualquier tipo
de disolvente.
4. Enlace químico
4.2 Geometría molecular
180°
Lineal
180°
< 120°
¿Cuáles son los
ángulos de enlace en
cada caso?
Lineal
Trigonal
plana
109,5°
< 109,5°
Tetraédrica
120°
Piramidal
trigonal
90° y 120°
Bipiramidal
trigonal
Angular
90°
Octaédrica
Ejercitación
Ejercicio 15
“guía del alumno”
MC
¿Cuál es la geometría de la molécula CS2?
A) Angular.
Desarrollemos la estructura de Lewis
B) Tetraédrica.
C) Lineal.
D) Trigonal plana.
E) Piramidal.
C
ASE
Es una molécula de tipo AB2, sin pares de
electrones no enlazantes en el átomo central.
Geometría lineal
4. Enlace químico
4.3 Polaridad de las moléculas
Para determinar si una molécula es polar o apolar se debe conocer:
• su geometría molecular
• la polaridad de sus enlaces
Momento dipolar (μ)
4. Enlace químico
4.4 Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de Van der Waals → Son interacciones entre moléculas de naturaleza
electrostática, debidas a la polaridad de los enlaces covalentes. Se pueden distinguir tres
tipos:
2.
permanente
dipolo inducido
1. Fuerzas dipolo
3.
dipolo-dipolo
de
dispersión
permanente
o de London
4. Enlace químico
4.4 Fuerzas intermoleculares
Puentes de Hidrógeno
¿Cómo afecta la
Es
un
tipo de
presencia
deinteracción
puentes
dedipolo-dipolo
H al punto de
ebullición?
Átomo de H unido a un átomo
pequeño y muy electronegativo,
como O, N o F.
Ejercitación
Ejercicio 6
“Guía del alumno”
¿Cuál de los siguientes compuestos orgánicos, de similar masa molecular,
presenta un punto de ebullición más alto?
A) Dietiléter (CH3 ‒ CH2 ‒ O ‒ CH2 ‒ CH3)
B) Butanol (CH3 ‒ CH2 ‒ CH2 ‒ CH2 ‒ OH)
C) Pentano (CH3 ‒ CH2 ‒ CH2 ‒ CH2 ‒ CH3)
D) 1-cloropropano (CH3 ‒ CH2 ‒ CH2 ‒ Cl)
E) Metilpropiléter (CH3 ‒ O ‒ CH2 ‒ CH2 ‒ CH3)
B
ASE
Puede formar enlaces
puentes de hidrógeno
Esta interacción es más
fuerte que otras fuerzas
intermoleculares.
Se necesita más energía para
romper estas fuerzas y, en
consecuencia, el punto de
ebullición es mayor.
Pregunta oficial PSU
¿Cuál de las siguientes notaciones representa a los electrones de
valencia de los metales alcalinos?
A) ns1
B) ns2
C) ns2np1
D) ns2np2
E) ns2np6
A
ASE
Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Modelo de prueba de Ciencias Técnico Profesional 2015.
Teoría atómica
Completa los términos
que faltan en los
mapas conceptuales.
Modelos atómicos
Átomo
Protón (p+)
Número atómico
Número másico
(Z = p+)
(A= p+ + n°)
Tabla de corrección
Ítem
Alternativa
Unidad temática
Habilidad
1
A
Modelo atómico de la materia
Reconocimiento
2
D
Modelo atómico de la materia
Aplicación
3
A
Modelo atómico de la materia
Aplicación
4
D
El enlace químico
Reconocimiento
5
E
Modelo atómico de la materia
ASE
6
B
El enlace químico
ASE
7
C
Modelo atómico de la materia
Comprensión
8
D
Modelo atómico de la materia
ASE
9
C
Modelo atómico de la materia
Comprensión
10
A
Modelo atómico de la materia
Aplicación
Tabla de corrección
Ítem
Alternativa
Unidad temática
Habilidad
11
D
Modelo atómico de la materia
Comprensión
12
C
El enlace químico
Aplicación
13
E
Modelo atómico de la materia
ASE
14
A
El enlace químico
Comprensión
15
C
El enlace químico
ASE
16
B
El enlace químico
ASE
17
E
El enlace químico
Comprensión
18
C
El enlace químico
Aplicación
19
B
El enlace químico
Comprensión
20
A
El enlace químico
ASE
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