Química Básica

UNIDAD 1“Estructura Atómica”

1.1 Antecedentes• La Teoría Atómica se basa en la suposición (ratificada después

por datos experimentales) de que la materia no es continua, sino que está formada por partículas distintas. Esta teoría describe una parte de nuestro mundo material a la que no es posible acceder por observación directa, y permite explicar las propiedades de las diversas sustancias.

• El concepto de átomo ha ido pasando por diversas concepciones, cada una de las cuales explicó en su momento todos los datos experimentales de que se disponía, pero con el tiempo fue necesario modificar cada modelo para adaptarlo a los nuevos datos. Cada modelo se apoya en los anteriores, conservando determinados aspectos y modificando otros.

MODELOS ATÓMICOS• La primera aparición conocida del concepto de átomo procede de

una escuela filosófica griega (Demócrito, Leucipo), la cual consideraba que la sustancia esencial de cualquier objeto debía permanecer constante, y trató de conciliar esa idea con el hecho de que en la materia se puede observar un cambio constante.

• Sin embargo, esta primera aproximación no puede considerarse una teoría científica, tal y como la entendemos hoy en día, ya que le faltaba el apoyarse en experimentos rigurosos (la idea moderna de que el conocimiento científico debe apoyarse simpre en experimentos que cualquiera pueda reproducir, procede del Renacimiento, con los trabajos de Copénico, Galileo, Newton...). La primera teoría científica sobre el átomo fue propuesta por John Dalton a principios del siglo XIX, y a partir de ahí se fueron proponiendo diversos modelos:

Modelo Atómico de Dalton• Introduce la idea de la

discontinuidad de la materia, es decir, esta es la primera teoría científica que considera que la materia está dividida en átomos (dejando aparte a precursores de la Antigüedad como Demócrito y Leucipo, cuyas afirmaciones no se apoyaban en ningún experimento riguroso).

Modelo Atómico de Dalton• Los postulados básicos de esta teoría atómica son: • 1. La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables,

que se denominan átomos. • Actualmente, se sabe que los atomos sí pueden dividirse y alterarse. • 2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí

(presentan igual masa e iguales propiedades). • Actualmente, es necesario introducir el concepto de isótopos: átomos de

un mismo elemento, que tienen distinta masa, y esa es justamente la característica que los diferencia entre sí.

• 3. Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades.

• 4. Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla.

• Al suponer que la relacion numerica entre los atomos era la más sencilla posible, Dalton asignó al agua la formula HO, al amoníaco la formula NH, etc.

Modelo Atómico de ThomsonIntroduce la idea de que el átomo

puede dividirse en las llamadas partículas fundamentales:

• Electrones, con carga eléctrica negativa

• Protones, con carga eléctrica positiva

• Neutrones, sin carga eléctrica y con una masa mucho mayor que la de electrones y protones.

Thomson considera al átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma similar a las pepitas de una sandía).

Modelo Atómico de Thomson

Modelo Atómico de Rutherford

En 1911, Rutherford introduce el modelo planetario, que es el más utilizado aún hoy en día. Considera que el átomo se divide en:

• Un núcleo central, que contiene los protones y neutrones (y por tanto allí se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo)

• Una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, de forma similar a como los planetas giran alrededor del Sol.

Los experimentos de Rutherford demostraron que el núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño de todo el átomo: el átomo está prácticamente hueco.

Modelo Atómico de Rutherford

• Experimento de Rutherford.Consistió en bombardear una lámina muy fina de oro (10-3 cm de espesor) con un haz de partículas α. (Las partículas α son iones He2+; son uno de los tipos de partículas que se producen cuando se descompone una sustancia radiactiva.)

Modelo Atómico de Rutherford

• Según el modelo de Thomson, lo que cabía esperar es que el haz de partículas atravesase la lámina, separándose algo más unas partículas de otras. Sin embargo, Rutherford obtuvo unos resultados sorprendentes: algunas partículas sufrían desviaciones considerables y una mínima parte incluso rebotaba en la lámina y volvía hacia atrás.El mismo Rutherford describe su asombro ante tal resultado con estas palabras: "...Esto era lo más increíble que me había ocurrido en mi vida. Tan increíble como si un proyectil de 15 pulgadas, disparado contra una hoja de papel de seda, se volviera y le golpeara a uno..."

Modelo Atómico de Rutherford

• Las grandes desviaciones de algunas partículas a sólo se podían explicar por choque contra una partícula de gran masa y elevada carga positiva. Esto hizo suponer a Rutherford que toda la carga positiva del átomo estaba concentrada en un pequeño gránulo donde residía además la casi totalidad de su masa. Los datos experimentales indicaban que el radio del núcleo era más de diez mil veces menor que el del átomo.

• Como el peso atómico de los elementos tenía un valor mucho mayor que el calculado a base de los protones del núcleo, Rutherford sugirió que en los núcleos de los átomos tenían que existir otras partículas de masa casi igual a la del protón, pero sin carga eléctrica, por lo que las llamó neutrones. El neutrón fue descubierto experimentalmente en 1932 por Chadwick, quien, al bombardear el berilio con partículas a, observó que se producían unas partículas que identificó con los neutrones predichos por Rutherford.

Modelo Atómico de Rutherford

Modelo Atómico de BÖhr• El modelo atómico de

Rutherford llevaba a unas conclusiones que se contradecían claramente con los datos experimentales. Para evitar esto, Böhr planteó unos postulados que no estaban demostrados en principio, pero que después llevaban a unas conclusiones que sí eran coherentes con los datos experimentales; es decir, la justificación experimental de este modelo es a posteriori.

Modelo Atómico de BÖhr• Primer postulado

El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante.

• La idea de que "el electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares" existía ya en el modelo de Rutherford, pero Böhr supone que, por alguna razón desconocida por el momento, el electrón está incumpliendo las leyes del electromagnetismo y no emite energía radiante, pese a que se trata de una carga eléctrica en movimiento, que debería emitirla continuamente.

Modelo Atómico de BÖhr• Segundo postulado

Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h/(2 · p).

• Puesto que el momento angular se define como L = mvr, tendremos:

• mvr = n · h/(2 · p) —> r = a0 · n2 • m: masa del electrón = 9.1 · 10-31 kg

v: velocidad del electrónr: radio de la órbita que realiza el electrón alrededor del núcleoh: constante de Planckn: número cuántico = 1, 2, 3...a0: constante = 0,529 Å

Así, el Segundo Postulado nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico, n.

Modelo Atómico de BÖhr• Tercer Postulado

La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck:

• Ea - Eb = h · n • Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una

radiación, el electrón pasa a una órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una línea del espectro de absorción (o de emisión).

Modelo Atómico de BÖhr

1.2 Configuración Electrónica• En el modelo original de Böhr, se precisa un único

parámetro (el número cuántico principal, n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón. Los valores que puede tomar este número cuántico son los enteros positivos: 1, 2, 3...

• Sin embargo, pronto fue necesario modificar el modelo para adaptarlo a los nuevos datos experimentales, con lo que se introdujeron otros tres números cuánticos para caracterizar al electrón:– número cuántico secundario o azimutal (l) – número cuántico magnético (m) – número cuántico de espín (s)

Número cuántico principal• Es un criterio positivo,

representado por la letra "n", indica los niveles energéticos principales. Se encuentra relacionado con el tamaño. En la medida que su valor aumenta, el nivel ocupa un volumen mayor y puede contener más electrones, y su contenido energético es superior. Sus valores pueden ser desde 1 hasta infinito.

Número cuántico secundario

• Representado por la letra "I", nos indica la forma que pueden tener el espacio donde se encuentra el electrón. El valor que se le asigna depende del número principal; va desde cero (0) hasta n-1.

• Se ha conseguido que para dos (02) electrones que pertenecen al mismo nivel energético (igual "n"), las diferencias en valores de "I", se expresan en diferencias de contenidos energéticos, debido a esto reciben la denominación de subniveles de energía con un aumento progresivo en la medida que "I" aumenta de valor.

Número cuántico secundario

I = 0 I = 1 I = 2 I = 3 < < < <• Orbital s Orbital p Orbital d Orbital

f • Comparación Desde el punto de Vista

energético

Número cuántico magnético • Representa las

orientaciones que pueden asumir los diferentes orbitales frente a un campo magnético; el símbolo utilizado es "m"; y los valores que tienen son los números orbitales enteros que van desde -1 hasta +1. El números de valores que pueden tener "m" indican el números de órbitas que puede contener un sub-nivel de energía.

Número cuántico de Spin• Tiene dos (02) valores permitidos

+1/2 y -1/2. Estos valores representan el movimiento del electrón, tipo de rotación sobre su eje, con dos (02) únicas posibilidades y opuestas entre sí, hacía la derecha o hacía la izquierda. Cada uno de los orbitales puede contener dos (02) electrones, uno con cada spin. De estar los dos (02), el momento magnético se anula, es cero, esto sucede debido a lo apuesto.

Número cuántico

• Así, cada conjunto de cuatro números cuánticos caracteriza a un electrón:

• n determina el nivel energético • l determina el subnivel energético • m determina el orbital concreto dentro de ese

subnivel • s determina el electrón concreto dentro de los

que pueden alojarse en cada orbital (puede haber dos electrones en cada orbital).

Número cuántico

Principio de exclusión de Pauli

• Esto se refleja en el Principio de exclusión de Pauli (1925): en un átomo no puede haber dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales, al menos se tendrán que diferenciar en uno de ellos.

Regla de Hund• Los electrones ocupan separadamente las orientaciones

de los orbitales (m) de manera que si todos han alojado un electrón, comienzan a formar parejas con espines opuestos. Es decir, primero ingresa uno en cada orbital equivalente y, una vez que todos están semiocupados, comienza a entrar el segundo electrón en cada uno.

• Recordar que: – Primero ingresa un electrón en la subcapa de menor n

+ l. ("ene" más "ele") – Si 2 subcapas tienen el mismo valor de n + l, tiene

prioridad la de menor n.

Principio de Aufbau• Resumiendo, el principio de Aufbau depende de

la minimización de la energía total del átomo y no de las energías orbitales, lo que es explicado considerando que para un dado átomo no existe un único conjunto de energías orbitales, sino que cada configuración electrónica tiene su propio conjunto. Esto hace evidente otra diferencia con las soluciones del átomo de hidrógeno, en cuyo caso los niveles de energía son definidos por la ecuación de Schrödinger, sin considerar cuál de ellos pueda estar ocupado.

Configuración Electrónica

• Aunque en un átomo existen infinitos orbitales (el valor de n no está limitado), no se llenan todos con electrones, estos sólo ocupan los orbitales (dos electrones por orbital, a lo sumo) con menor energía, energía que puede conocerse, aproximadamente, por la regla de Auf-Bau, regla nemotécnica que permite determinar el orden de llenado de los orbitales de la mayoría de los átomos. Según esta regla, siguiendo las diagonales de la tabla de la dercha, de arriba abajo, se obtiene el orden de energía de los orbitales y su orden, consecuentemente, su orden de llenado.

Configuración Electrónica

• Como en cada capa hay 1 orbital s, en la primera columna se podrán colocar 2 electrones. Al existir 3 orbitales p, en la segunda columna pueden colocarse hasta 6 electrones (dos por orbital). Como hay 5 orbitales d, en la tercera columna se colocan un máximo de 10 electrones y en la última columna, al haber 7 orbitales f, caben 14 electrones.

Configuración Electrónica

1.3 Tabla Periódica• Organización de los

elementos químicos (variedades de átomos) en orden creciente de sus números atómicos (Z) y manteniendo una relación vertical entre aquellos de comportamiento químico parecido.

Clasificación

• Grupo de la tabla periódica: fila vertical definida por el número de electrones de valencia que posee cada elemento, y por el tipo de momento angular de esos electrones de valencia (número cuántico secundario l).

• Período de la tabla periódica: fila horizontal caracterizada por el máximo nivel de energía que posee un elemento (número cuántico principal n). Van desde el 1 hasta el 7.

Grupos representativos o principales:

• I-A: tienen un sólo electrón de valencia en una subcapa s. Hay dos subgrupos: a) el integrado solamente por el Hidrógeno, no metal, con tendencia a ganar electrones. b) el integrado por el Litio, el Sodio, el Potasio, el Rubidio, el Cesio y el Francio, con comportamiento de metales alcalinos (forman hidróxidos químicamente básicos), y tienen a ceder su electrón de valencia. Se los llama "alcalinos".

• II-A: tienen dos electrones de valencia en una subcapa s. Se los llama "alcalinotérreos" .

• III-A: tienen tres electrones de valencia, dos en una subcapa s y otro en una subcapa p. Se los llama "térreos".

Grupos representativos o principales:

• IV-A: es el grupo presidido por el Carbono. En su capa más externa poseen cuatro electrones de valencia, dos en una subcapa s y dos en subcapas p.

• V-A: es el grupo encabezado por el Nitrógeno. En su última capa poseen cinco electrones de valencia, dos en una subcapa s y tres en subcapas p.

• VI-A: es el grupo de elementos que preside el Oxígeno. Se los llama "anfígenos".

• VII-A: lo integran los elementos llamados "halógenos" (formadores de sales).

• VIII-A: también llamado "grupo 0" o "elementos inertes" o "gases raros" o "gases nobles".

Grupos de transición (metales):

• I-B: En su última capa tienen un sólo electrón en subcapa s y en su anteúltima capa tienen 10 electrones en subcapas d.

• II-B: . En su última capa tienen dos electrones en subcapa s y en su anteúltima capa tienen 10 electrones en subcapas d

• III-B: . En su última capa tienen dos electrones en subcapa s y en su anteúltima capa tienen 1 sólo electrón en subcapa d.

• IV-B: En su última capa tienen dos electrones en subcapa s y en su anteúltima capa tienen 2 electrones en subcapas d.

Grupos de transición (metales):

• V-B: En su última capa tienen dos electrones en subcapa s y en su anteúltima capa tienen 3 electrones en subcapas d..

• VI-B : Entre sus dos últimas capas suman seis electrones, pero no distribuidos en igual forma..

• VII-B: También presentan anomalías en la distribución de electrones de sus últimas capas.

• VIII-B: está dividido en tres subgrupos de tres elementos cada uno, conociéndoselo como "Fe-Co-Ni" por estar encabezados por el Hierro, el Cobalto y el Níquel, respectivamente.

Tabla Periódica

Propiedades Periódicas• Desplazándose en la tabla periódica por un grupo

(verticalmente) o por un período (horizontalmente), se pueden encontrar propiedades que se repiten "periódicamente". Son propiedades del tipo denominado "intrínsecas" o "intensivas", es decir, que no dependen de la cantidad de masa del elemento. Son propias de cada uno y permiten diferenciarlo de los otros.

• Son propiedades intensivas periódicas:• el tamaño atómico • el potencial de ionización (o energía de ionización) • la afinidad electrónica • la electronegatividad y la electropositividad

Propiedades Periódicas• Tamaño atómico: es la medida del radio de un átomo. Es la

mitad de la distancia entre dos núcleos de átomos iguales. El radio atómico aumenta en la tabla periódica de arriba hacia abajo y de derecha a izquierda. El átomo de mayor radio atómico es el Cesio, y el de menor radio atómico es el Helio.

• Potencial de ionización: es la energía mínima necesaria para sacar un electrón de un átomo cuando éste se encuentra en estado gaseoso y eléctricamente neutro. En la tabla, la energía de ionización disminuye de arriba hacia abajo y de derecha a izquierda. En general, los átomos de menor potencial de ionización son de carácter metálico (pierden electrones) en tanto que los de mayor energía de ionización son de carácter no metálico (ganan electrones).

Propiedades Periódicas• Afinidad electrónica: es la energía que libera un átomo

cuando gana un electrón. En la tabla, disminuye de arriba hacia abajo y aumenta de izquierda a derecha.

• Electronegatividad: es una medida de la tendencia de un átomo (o una molécula) para atraer electrones. En la tabla, disminuye de arriba hacia abajo y aumenta de izquierda a derecha. El menos electronegativo es el Cesio y el más electronegativo es el Flúor. Según las electronegatividades relativas de los átomos que participan de un enlace serán las características de éste.

• Electropositividad: es una medida de la tendencia de un átomo (o una molécula) a ceder electrones (es el concepto opuesto a "electronegatividad"). En la tabla, aumenta de arriba hacia abajo y disminuye de izquierda a derecha.

Propiedades Periódicas

1.4 Enlace Químico• Unión química entre dos átomos enlazados,

considerando las interacciones entre los electrones de valencia de enlazamiento químico.

• Los compuestos están formados por agrupaciones de átomos, moléculas o iones(con carga positiva o negativa) manifestándose en todos ellos una fuerza de unión, fenómeno llamado enlace químico.

• La configuración electrónica cumple un rol muy importante; al configurar el nivel más externo de los átomos, llamados nivel de valencia, donde se encuentran electrones de valencia que tiende a alcanzar mayor estabilidad adoptando la configuración de un gas noble.

ESTRUCTURA DE LEWIS

• Es un diagrama, donde el símbolo del átomo es rodeado por puntos, aspas o círculos que correspondan al número de electrones de valencia del elemento.

• Los símbolos de puntos de Lewis muestran los electrones de valencia que tiene un átomo de un elemento dado.

REGLA DEL OCTETO

• Es una forma de afirmar la estabilidad de valencia, pueden alcanzar esta constitución ganando electrones hasta completar el octeto, formando un ion negativo. Mientras los que tienen pocos electrones tienden a perder sus electrones formando un ion positivo.

ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE • Existe entre dos átomos cuando uno de ellos

(X) pierde un electrón quedando cargado positivamente (X+), y el otro (Y) gana un electrón resultando ser cargado negativamente (Y-); éstos átomos se atraen por fuerzas electrostáticas y forman compuestos iónicos (X+;Y-).

ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE

• Esto es debido a las atracciones electrostáticas entre partículas químicas iónicas:

• Cationes(+) : Partículas químicas cargados electropositivamente.

• Aniones(-) : Partículas }químicas cargadas electronegativamente.

• Ejemplo:• Mediante los enlaces iónicos se forman compuestos

químicos, conocidos como iónicos; por ejemplo, el fluoruro de litio se forma cuando un átomo de litio le cede al flúor el único electrón que tiene en su último nivel, lográndose así que los átomos de litio y flúor se estabilicen y se transformen en íones; el litio, por haber perdido un electrón, se convierte en un anión.

Enlace Covalente• Se producen cuando dos átomos enlazados comparten

1, 2 y hasta 3 pares de electrones de enlace. Es producto del comportamiento de uno o más electrones entre dos átomos, debido a la poca diferencia de su electronegatividad, por lo que forma que cada uno alcance su configuración electrónica. En el enlace covalente, uno o más pares de electrones son compartidos entre dos átomos, siendo que el enlace es el producto de las fuerzas de atracción de los respectivos núcleos sobre los pares de electrones compartidos. Los compuestos que los tienen se llaman compuestos covalentes.

Enlace Covalente

ENLACE COVALENTE COORDINADO

• Es la unión de especies que se forman cuando un par de electrones del átomo de una especie se une con el orbital incompleto del otro átomo de la otra especie. Ejm. En este enlace también se combinan los orbitales de las capas de valencia de ambos átomos para formar uno solo que contiene a los 2 electrones; la diferencia con el anterior es que sólo uno de los átomos aporta los 2 electrones y queda con carga positiva. El enlace covalente coordinado se representa con una flecha que sale del átomo que cedió el par de electrones: N->H

ENLACE COVALENTE COORDINADO

ENLACES COVALENTES ENLACES COVALENTES MÚLTIPLES: MÚLTIPLES:

• Son las que participan con más de un par de electrones entre cada dos átomos; si participan dos se le denomina enlace doble; si son tres enlace triple, etc.

ENLACE COVALENTE POLAR • Los Enlaces Iónicos y Covalentes representan

extremos en los tipos de enlaces de los compuestos; la propiedades físicas y químicas determinan que los enlaces que hay entre ellos no son iónicos ni covalentes, si no, son covalentes polares.

• Los compuestos que tienen enlace covalente polar se llaman compuestos polares.

• Los compuestos polares tienen propiedades intermedias entre los iónicos y los covalentes. Sus moléculas son dipolos interactuando entre si y con otras moléculas iónicas o polares

ENLACE METÁLICO• La unión es

completa; la situación electrónica en los metales es imaginar al cristal como una serie de iones iguales sumergidos en un mar de electrones; siendo la causa para la cohesión de los metales.

ENLACE DE HIDRÓGENO

• Es cuando la presencia de una fuerza de atracción entre ciertas moléculas, tal que es mayor de lo que sería de esperarse en una interacción dipolo-dipolo y menor que los enlaces covalentes; en resumen las energía se relacionan así:

FUERZA DE VAN DER WAALS• Son los causantes a que los gases se aparten

del comportamiento ideal; son las mismas que mantienen unidas a las moléculas en los estados líquido y sólido.

• En este tipo de fuerzas que se presentan entre las moléculas se han determinado 4 tipos de fuerzas.

• 1.- Orientación. • 2.- Inducción. • 3.- Dispersión. • 4.- Repulsión

FUERZA DE VAN DER WAALS

Orientación

Repulsión

Inducción Dispersión