Este documento describe la evolución del modelo atómico, desde las primeras teorías griegas hasta el modelo atómico actual basado en la teoría cuántica. Se detalla el modelo de Thomson, donde se propuso que los átomos estaban compuestos de electrones cargados negativamente distribuidos en una esfera de materia positiva, y los modelos posteriores de Rutherford, donde se introdujo el concepto de núcleo atómico, y de Bohr, donde se incorporaron los conceptos cuánticos para explicar las órbitas est

1. Tema 2
Estructura Atómica y Enlace Químico
En este tema estudiaremos entre otras cosas:
La Estructura Atómica,
Las diferentes teorías que fueron surgiendo como
consecuencia del Método Científico (modelos atómicos) así
como fueron modificándose o descartándose como consecuencia
del mismo, hasta llegar al
Modelo Atómico actual (Teoría Cuántica)
Podemos conocer
‐ el N° de electrones
‐ su distribución en un elemento
Permitiéndonos de esta manera:
Agrupar los diferentes elementos sistemáticamente en una
TABLA PERIÓDICA Predecir algunas propiedades químicas y
físicas de los mismos 1

2. Historia: Época de los griegos (470- 322 a.C)
Empédocles Demócrito Aristóteles
Naturaleza de, la materia
??????
Tierra , aire, agua y fuego Átomos Tierra , aire, agua y fuego
2000 años mas tarde
2

3. La teoría atómica de Dalton (1808)
1. Los elementos (materia) está dividida en unas partículas
indivisibles e inalterables llamadas átomos.
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales tanto en masa,
tamaño como en sus demás propiedades. Los átomos de un
elemento son distintos de los átomos de otros elementos.
3. Los compuestos se forman por la unión de dos o mas átomos
de elementos distintos.
4. En cualquier compuesto, el número de átomos presentes es
siempre un entero o una relación simple.(ley de la
composición definidas)
5. Los átomos de dos elementos pueden combinarse en
diferentes proporciones para fromar mas de un compuesto.
(Ley de la proporciones múltiples)
5. En una reacción química ordinaria los átomos pasan de una
sustancia a otra, pero ningún átomo de un eleemento
desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento.
3

4. Posteriores investigaciones (1850 y que se extendieron
hasta el siglo XX) desencadenó una serie de
acontecimientos que fueron introduciendo modificaciones
al modelo atómico propuesto por Dalton.
Experiencias que ponen de manifiesto la no indivisivilidad del átomo
Experiencias relacionadas con fenómenos eléctricos
Periodicidad en las propiedades de las sustancias simples
Experiencias en tubos de descarga con gases a baja presión
Descubrimiento de los rayos catódicos
El descubrimiento de la radiactividad
4

5. B Modelo atómico de J. J. Thomson , publicada entre los
años 1.898 y 1.904
La primera evidencia de la existencia de partículas
subatómicas se obtuvo de los estudios de
conductividad electrica de gases a bajas presiones
5

6. Placas cargadas électricamente
CM
Anulan
CE
Diferencia de potencial
>1000 Voltios
Placas cargadas
eléctricamente
J.J. Thomson, Determinó la masa/carga del e-
(1906 Premio Nobel de Física)
6

7. Tubo de rayos catódicos
PN PS
7

8. B.- MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Thomson quiso identificar a estas partículas llamadas
electrones de alguna forma, y para esto determinó la
relación carga a masa (e/m) por diferentes métodos.
El valor obtenido fue: e/m=-1.76 x 108 C/g .
Sabiendo que e = ‐1.6x1019 C, determinado por
Millikan, Thomson pudo determinar la masa de un
electrón, como:
m = 9.09x10‐28 g
8

9. B.- MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Con el descubrimiento de los electrones (partículas con
carga negativa)
Que los átomos son eléctricamente neutros
Deducción de THOMSON
Para que un átomos sea neutro este debe contener
el mismo número de cargas positivas y negativa
9

10. B.- MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Esfera uniforme de materia con carga positiva, dentro del
cual se encuentran los electrones
Masa de carga
Electrones
positiva
10

11. Radiactividad
• En 1895 muchos científicos fueron atraídos por el
estudio de los R. Catódicos
• Un Fisico Aleman (Wilhem) hizo incidir Rayos
Catódicos sobre el vidrio y los metales y observó:
Estos emitian ciertos rayos desconocidos
Los rayos eran enrgético,
Podian atravesar la materia
Oscurecian placas fotograficas aun estando
cubiertas
Producian fluorescencia en algunas sustancias
No eran desviados de su trayectoria por un
imán. Por tanto no estaban constituidos por
partículas con carga como los rayos catódicos
Por su naturaleza desconocida los llamo RAYOS X 11

12. Radiactividad
• Poco después Becquerel que estudiaba las propiedades
fluorescentes de las sustancia descubrió:
Algunos compuestos de Uranio causaban el
oscurecimiento de placas fotografícas estando
cubiertas, incluso en ausencia de rayos catódicos
Los rayos eran enrgético,
No eran desviados de su trayectoria por un imán.
Se diferencian de los Rayos X en que eran emitidos
de manera espontánea
Marie Curie, sugirió el nombre de radiactividad para
describir la emisión espontánea de partículas y/o
radiación
Desde entonces se dice que un elemento es
radiactivo si emite radiación de manera espontánea 12

13. Radiactividad
(+)
(-)
Tres tipos de rayos emitidos por elementos radiactivos
13

14. C.- MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (El protón y el núcleo)
1. Utilizó partículas alfa para bombardear láminas de oro
y otros metales(Premio Nobel de Química en 1908)
Lámina de oro
Emisor de
partículas α
He2+
Ranura
Pantalla detectora
14

15. C.- MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (El protón y el núcleo)
Observaciones del experimento
La mayoría de las partículas atravesaban la
lámimna sin desviarse o con una ligera deviación
De vez en cuando algunas partículas α eran
desviadas un gran ángulo de su trayectoria
¡ En algunos casos las partículas regresaban por la
misma trayectoria hacia la fuente radiactiva!!!!!
Siguiendo el modelo de Thompson se esperaba que
las partículas alfa atrvesaran la lámina sin
desviarse o con una desviación mínima
15

16. C.- MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (El protón y el núcleo)
Comentario de Rutherford sobre los resultados del
experimento
¡ Resultó tan increíble como si Ud. hubiera lanzado una
bala de 5 pulgada a un papel de seda y la bala se
hubiera regresado!
Explicación de los resultados
1. La mayor parte del átomo es espacio vacío. Esto explica
por qué no se desvían la mayoría de las partículas
2. La carga positiva de un átomo está concentrada en un
conglomerado central dentro del átomo, que denominó
NUCLEO. Por tal motivo cuando una partícula α pasa
cerca del núcleo actuaba sobre ella una fuerza de
repulsión por eso la desviaba. Y cuando incidía
directamente sobre el núcleo la repulsión era tan grande
que se invertia su trayectoria 16

17. C.- MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (El protón y el núcleo)
1 Las partículas en el núcleo con carga positva reciben el
nombre de protones
2 En otro experimento se encontro que los protones tiene la
misma cantidad de carga que los electrones y que su
masa es 1840 veces mas grande que la masa del
electrón
17

18. C.- MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (El protón y el núcleo)
Con este modelo, los científicos visualizaban el átomo de la siguiente manera
• 1.‐ UN ÁTOMO CONSTA DE DOS SECCIONES
UN NÚCLEO UNA SECCIÓN QUE LO RODEA ( CORTEZA)
PROTONES ELECTRONES
• 2.‐ EL VOLUMEN DEL NÚCLEO OCUPA 1/1013 DEL VOLUMEN
TOTAL DEL ÁTOMO
• 3.‐ LA MASA DEL ÁTOMO ESTA CASI TODA REUNIDA EN EL
NÚCLEO
18

19. Experimento de Chadwick (1932) (DESCUBRIMIENTO DEL
NEUTRÓN)
(Premio Nobel de Física en 1935)
A pesar del éxito de Rutherford al explicar la teoría
atómica, otro problema importante
permanecía sin resolver:
Átomos de H - 1 p; Átomos de He - 2 p
Masa de He/masa de H debería ser 2:1
En realidad Medida de la masa de He/masa
de H = 4:1
He 2p y 2n/H 1p
α + 9Be 1n + 12C + energía
Esas partículas las llamó neutrón (n) porque no tienen
carga. Masa de n ~ masa de p = 1.67 x 10-24 g 19

20. Masa de p = masa de n = 1840 x masa de e-
20

21. C.- MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (El protón y el núcleo)
• 1.‐ UN ÁTOMO CONSTA DE DOS SECCIONES
‐ Un núcleo
‐ Una sección que lo rodea llamada CORTEZA
• 2.‐ En el núcleo : Protones y neutrones
• 3.‐ La corteza : Los electrones se encuentran girando alrededor de del núcleo; describiendo
órbitas circulares de forma similar a los planetas que giran alrededor del sol;
denominándose Sistema planetario en miniatura.
• 5.‐ La masa del átomo esta casi toda reunida en el núcleo
• 6.‐ El diámetro del átomo es aproximadamente unas 10000 veces mayor que el diámetro
del núcleo. Por lo tanto, el átomo es prácticamente hueco, al poseer espacios interatómicos.
• 7.‐ La fuerza centrífuga que desarrolla al girar el electrón, contrarresta la fuerza de
•
atracción electrostática que ejerce el núcleo (+) sobre el electrón (‐). 21

22. Error de Rutherford:
Según la física clásica un cuerpo cargado eléctricamente
al estar en movimiento este emite energía; por lo tanto,
el electrón perderá energía y caería hacia el núcleo con
una trayectoria de espiral, lo que no sucede con la
experiencia.
El modelo no podía explicar los espectro de los átomos
De la física clásica a la teoría cuántica
Dos años mas tarde la solución a este problema la dió
en 1913 Niels Bohr
basándose en la Teoría Cuántica de la radiación electromagnética,
dada a conocer por Max Planck.
22

23. Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos
Los intento de los físico del siglo XIX por entender a los
átomos y las moléculas tuvo un éxito limitado al suponer :
Las moléculas rebotan como pelotas, lo que permitió
Predecir y explicar algunos fenómenos macroscópicos como la
presión que ejercen los gases.
Sin embargo este modelo no era capaz de explicar la estabilidad
de las moléculas, es decir las fuerzas que mantiene unidos a los
átomos
En 1900 se inició una nueva era de la física con Max Planck.
Cuando descubrió que los átomos y la moléculas emiten energía
solo en cantidades discretas. Hasta ese momento los físicos
suponían que la energía era continúa y que en el proceso de
radiación se podía liberar cualquier cantidad de energía
Gran parte de lo que hoy se conoce sobre la estructura
electrónica de los átomos proviene del análisis de la luz emitida o
absorbida por las sustancias. Por tanto, si queremos entender los
fundamentos de nuestro modelo actual de la estructura
electrónica, es preciso aprender más de lo que ustedes conocen
23
como la luz

24. La radiación electromagnética (RE)
La luz que vemos con nuestros ojos, la luz visible, es un tipo de
radiación electromagnética (RE). La RE se define como un tipo de
energía que se transmite a través del espacio a grandes
velocidades. Se clasifica en siete ámbitos o regiones:
- Rayos gamma - Rayos X - Rayos Ultravioleta - La luz Visible – Infrarroja
-Microondas Radiofrecuencia.
Se denomina espectro electromagnético a la distribución
energética del conjunto de las ondas electromagnéticas.
Aumento de la energía
24

25. Propiedades generales de la radiación electromagnética (RE)
l
Existen dos modelos que intentan explicar el comportamiento de estas
radiaciones para mostrar como se tranfiere esta energia de un lugar a
otro
El modelo ondulatorio El modelo corpuscular.
(ONDA)
Considera a la RE como una
onda sinusoidal, que viaja en Considera a la RE como un flujo de
línea recta a grandes partículas discretas, o paquete
velocidades ondulatorios de energía denominados
Una onda se puede fotones, en los que la energía de un fotón
considerar como una es proporcional a la frecuencia de la
perturbación vibracional por radiación.
medio del cual se transmite Efotón = h ν
energía h = cte de Planck = 6,624 x 10‐27 ergios seg
Este doble punto de vista de la RE como onda y como partícula no es
mutuamente excluyente sino complementario.
25

26. Propiedades ondulatorias de la RE
1) Longitud de onda (λ) es la distancia que existe entre dos
puntos idénticos en una serie de ondas.
2) Amplitud: Distancia vertical desde el punto medio de la curva
hasta una cresta (punto máximo) o un valle (punto mínimo).
3) La frecuencia (ν) es el número de ondas que pasan por un determinado
punto en un intervalo de 1 segundo. (Hertz = 1 ciclo/seg).
4) La velocidad (u) que depende del tipo de onda y del medio en que
viaja (aire, agua, vacío). u= λν 26

27. Maxwell (1873), estableció que la luz visible está
formada por ondas electromagnéticas (OEM)
Según la teoría de Maxwell una OEM tiene
un componente eléctrica y un magnetíca
Estos componentes tienen una misma
longitud de onda y frecuenca y por tanto
la misma velocidad. Viajan en planos
perpendiculares entre si
Velocidad de la luz (en el vacío) = 3.00 x 108 m/s
27

28. El modelo corpuscular de la RE.
¿Por qué los sólidos cuando se calientan hasta la
incandescencia emiten RE que abarca una gran gama de
longitudes de onda?
Los resultados del siglo XIX demostraron que la energía
emitida por esos sólidos calentados depende de su longitud de
onda
La física clásica suponía que los átomos y las moléculas podían
emitir (o absorber) cualquier cantidad de energía
Max Planck en el año 1900
Sostenía que los átomos y la moléculas pueden emitir (o
absorber) energía radiante solo en cantidades discretas, como
pequeños paquetes o cúmulos.
Planck le dio el nombre de cuanto (fotón) a la mínima cantidad
de energía que puede ser emitida (o absorbida) en forma de
RE. 28

29. La energía de un fotón (E)
E=hxν ecuación 1
h= Constante de Plank, vale h = 6.63 x 10-34 J•s y
ν = frecuencia de la radiación
Según la teoría cuántica, la energía se emite en múltiplos de h x ν,
es decir
h x ν → 2 h x ν → 3 h x ν…..
pero nunca 1,67 h x ν → 4,98 h x ν
29

30. Basado en la Hipótesis de Plank:
Einstein en 1905.
Efecto Fotoeléctrico.
Fenómeno en el cual los electrones son lanzados
desde la superficie de ciertos metales cuando se
les hace incidir RE de por lo menos una cierta
frecuencia mínima denominada frecuencia umbral
30

31. Efecto fotoeléctrico
Einstein propuso que al incidir RE sobre la lámina, cada
fotón cede su energía (E=h‫)ע‬
Los electrones se mantienen en un metal unido por
fuerzas de atracción, para removerlos se requiere luz de
alta frecuencia (energía alta) para poder liberarlos.
Si la frecuencia de los fotones es tal que h‫ ע‬es igual a
la energía de enlace (EE) de los electrones en el metal,
entones la luz tendrá la energía suficiente para liberar
los electrones
Si se utiliza luz de mayor frecuencia, los electrones no
solo serán liberados sino que adquieren cierta energía
cinética (EC). En este caso
hν = EC + EE
EC = hν - EE
Se deduce que cuanto mas energético es el fótón > es EC
31

32. TEORIA DE BOHR DEL ÁTOMO DE HIDRÓGENO
Espectros de emisión de las sustancias
Se refiere a espectros continuos o línea espectrales de la radiación
emitida por las sustancias (elementos o compuestos)
Los espectros de emisión se obtienen al suministrar a una muestra
del material energía térmica o algún otra forma de energía (como
una descarga eléctrica de alto voltaje si la sustancia es gaseosa)
Espectros de emisión de los átomos
Los espectros de emisión de los átomos de los elementos en fase
gaseosa constan de líneas discretas emitidas a longitudes de ondas
específicas.
Cada elemento tienen un espectro de emisión único. Las líneas
características de un espectro atómico se pueden utilizar en
análisis químico para identificar átomos desconocidos, igual que las
huellas digitales sirven para identificar a una persona 32

33. Dispositivo experimental que se utiliza para producir espectros de
emisión de átomos y moléculas.
Espectro de emisión de líneas de los átomos de hidrógeno
33

34. 34

35. NIELS BOHR -EXPLICACIÓN DEL
ESPECTRO DE EMISIÓN DEL ÁTOMO
HIDRÓGENO-
Sus investigaciones lo llevaron a suponer
Los electrones de un átomo se encuentran en regiones específicas
girando alrededor del núcleo en orbitas circulares a gran velocidad
sin emitir energía
Si la energía no se emite en forma continua (según Planck),
entonces los electrones tienen varias energías posibles que
corresponden a diversas orbitas posibles, a varias distancias del
núcleo. Por tanto un electrón tienen que estar en un nivel de
energía específico; no puede existir entre dos niveles de energía.
POR TANTO LA ENERGIA DEL ELECTRON ESTA CUANTIZADA
Cuando un átomo de hidrogeno absorbe uno o mas cuantos de
energía su electrón “salta” a un nivel de mayor energía
35

36. NIELS BOHR -EXPLICACIÓN DEL
ESPECTRO DE EMISIÓN DEL ÁTOMO
HIDRÓGENO-
Bohr explica el espectro de emisión del hidrógeno de la siguiente
forma
1. En los átomos existen varios niveles de
energía disponibles y el menor de ellos
se llama estado fundamental este se
encuentra mas cerca del núcleo
2. Cuando un electrón cae de un nivel de
mayor energia a uno de menor energía,
se emite un cuanto de energía en forma
de luz a una frecuencia o longitud de
onda específica. Esa luz corresponde a
una de las líneas visibles del espectro
del hidrógeno
36

37. NIELS BOHR-EXPLICACIÓN DEL
ESPECTRO DE EMISIÓN DEL ÁTOMO
HIDRÓGENO-
Bohr demostró que la energía que el electrón puede tener en el
átomo de hidrógeno estan dadas por 1
En = -RH ( 2)
n
n es un número entero (Número cuántico) tiene valores de n= 1,2,3,…
RH (Constante de Rydberg) = 2.18 x 10-18J
El signo negativo en la ecuación es una convención arbitraria y
significa que la energía del electrón en el átomo es menor que la
del electrón libre, es decir la de un electrón situado a distancia
infinita del núcleo
El valor mas negativo de En lo alcanza cuando n=1, y
correpsonde al estado energético mas estable del electrón y se
llama estado fundamental, que se refiere al estado energético
mas bajo de un átomo. 37

38. Niveles de energía para el átomo de hidrógeno y las distintas series de
emisión
ni = 3 ni = 3
Efotón = ΔE = Ef - Ei
1
Ef = -RH ( 2 )
nf
ni = 2
1
nf = 2 Ei = -RH ( 2 )
ni
1 1
ΔE = RH( 2 )
ni n2
f
nnf= 11
f =
38

39. ¿Por qué las energías del
electrón están cuantizadas?
¿Por qué el electrón en el modelo de
Bohr está restringuido a viajar en
orbitas alrededor del núcleo a ciertas
distancias?
Borh no pudo dar una explicación
Circunferencia de la orbita es
NATURALEZA DUAL DEL ELECTRON igual a un número entero de
De Broglie (1924) hizo un razonamiento: longitudes de ondas
Si las ondas de luz se comportan
como partícula (fotones), entonces
partículas como electrones pueden
tener propiedades ondulatorias
Si el electrón se comporta como
onda estacionaria en el átomo de
hidrógeno, la longitudes de onda
deben caber exactamente en la
Circunferencia de la orbita no
circusferencia de la orbita es igual a un número entero de
39
ondas

40. MECÁNICA CUÁNTICA O MECÁNICA
ONDULATORIA
Surge a raíz de que el modelo de Bohr no pudo
explicar los espectros de emisión de los átomos con
mas de dos electrones. La idea de un electrón que se
mueve alrededor del nucleo en una orbita bien
definida a una distancia fija del núcleo tuvo que ser
abandonada
El modelo de Bohr no pudo explicar la aparición de
mas líneas del espectro de emisión del hidrógeno
cuando se aplica un campo magnético
40

41. MECÁNICA CUÁNTICA O MECÁNICA
ONDULATORIA
Con el descubrimiento del comportamiento
ondulatorio de los electrones ¿Cómo se puede
precisar la posición de una onda?
Es imposible determinar la posición precisa de un
electrón en un átomo en un instante dado. No se
puede describir exactamente el recorrido que
realiza un electrón alrededor del núcleo. Lo que se
puede hablar es de la probabilidad de encontrar al
electrón dentro de una región determinada
41

42. MODELO MECÁNICO CUÁNTICA DEL
ÁTOMODE HIDRÓGENO
Erwin Schrödinger (1926)
A través de una ecuación matemática explica las propiedades
ondulatorias de un electrón en un átomo. Especifica los
posibles estados energéticos que el electrón del átomo de
hidrógeno puede ocupar
Los estados energéticos se caracterizan por un conjunto
de números Números Cuánticos con los cuales se puede
construir un modelo comprensibles de la distribución los
electrones en el hidrógeno y otros átomos
En la mecánica cuántica se debe hablar de la probabilidad
de encontrar al electrón en una determinada región que se
denomina orbital atómico. Este tiene una energía
característica y una distribución característica de la
densidad electrónica
42

43. Números cuánticos
En la mecánica cuántica se requiere de tres número cuánticos para
describir la distribución de los electrones en el átomo de
hidrógeno y otros átomos
• El número cuántico principal (n)
• El número cuántico del momento angular (l)
• El número cuántico magnético (m),
Estos tres números se utilizan para describir orbitales atómicos y
para identificar los electrones que se ubican en ellos. Un
cuarto número cuántico
El número cuántico de spín (s), describe el comportamiento
de un electrón específico y completa la descripción de los
electrones en los átomos
43

44. El número cuántico principal (n)
- Puede tener valores enteros 1, 2, 3 y así sucesivamente
-Determina el nivel de energía en el que se halla el electrón.
- Determina el tamaño del orbital.
- Se relaciona con la distancia promedio del electrón al núcleo en un
orbital particular
- Cada nivel energético principal se divide en subniveles. Si n=1 hay
un subnivel, si n=2 dos subniveles si n=3 tres subniveles …
II) El número cuántico del momento angular (l)
-indica la forma de los orbitales y el subnivel de energía en el que se
encuentra el electrón."
- Los valores de l dependen de n, toma valores enteros posibles de 0 a
(n-l).
Si n=1, hay un solo valor posible para l (l=1-1= 0)
Si n=2, hay solo dos valores posible para l, 0 y 1 (l=2-1= 1)
Si n=3, hay solo tres valores posible para l 0, 1 y 2 (l=3-1= 2)
El valor de l esta representado por las letras s, p d como sigue:
l 0 1 2 3 4 5
nombre del orbital s p d f g h (*)
s: sharp p: principal d:difuse f:fundamental
(*) sigue el orden alfabético
44

45. III) El número cuántico magnético (m),
- Indica la orientación espacial del subnivel de energía,
"(m = -l,...,0,...,l)". Para cada valor de l hay 2l +1 valores de m
Ejemplo
Si l= 0 →m =2(0)+1= 1 → solo valor de m = 0 → 1 orbital (s)
Si l= 1 →m= 2(1)+1=3 → 3 valores de m =-1,0,+1→ (3 orbitales p)
Si l=2 →m=2(2)+1=5→ 5 valores de m=-2,-1,0,+1,+2 → (5 orbitales
d)
Si l=3 →m=2(3)+1=7→ 7 valores de m=-3,-2,-1,0,+1,+2,+3 (7 orbita
f)
IV) El número cuántico de spín (s),
- Indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón
al girar sobre su eje. Toma valores 1/2 y -1/2.
45

46. l = 0 (orbitales s)
l = 1 (orbitales p)
46

47. Diagrama de contorno de superficie de los orbitales d
l = 2 (orbitales d)
47

48. Relación entre los números cuánticos y los orbitales
48

49. Energía en los orbitales con un solo electrón
La energía de un electrón es proporcional al número cuántico n
n=3
n=2
1
En = -RH ( )
n2
n=1
49

50. Energía en orbitales con varios electrones
La energía depende de n + l
n=3 l = 2
n=3 l = 1
n=3 l = 0
n=2 l = 1
n=2 l = 0
n=1 l = 0
50

51. Orden que siguen los electrones al llenar los orbitales
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s
51

52. La configuración electrónica explica cómo los
electrones se distribuyen entre los diversos
orbitales en un átomo.
Número de electrones
en el orbital o subnivel
1s1
Número cuántico n Momento angular del
número cuántico l
Diagrama de un orbital
H
1s1
52

53. Principio de Aufbau
Los electrones van ocupando el nivel más bajo de energía de los
orbitales
Principio de exclusión de Pauli
Dos electrones en un átomo no
pueden tener los mismos cuatro
números cúanticos. Si dos
electrones tienen los mismos n,l,m
(electrones en mismo orbital) deben
tener espines opuestos( +½, -½)
53

54. Paramagnético Diamagnético
Nivel semivacío Nivel lleno
2p 2p
Atraídos por un imán Repelidas por un imán 54

55. Configuraciones electrónica
He:Z=2
He: 1s2
55

56. Configuraciones electrónica
Li:Z=3
Li: 1s2 2s1
56

57. Configuraciones electrónica
Be:Z=4
Be: 1s2 2s2
57

58. Configuraciones electrónica
B:Z=5
B: 1s2 2s22p1
58

59. Configuraciones electrónica
C:Z=6
C: 1s2 2s22p2
Regla de Hund
El arreglo más estable de electrones en los subniveles se logra
cuando se tiene el mayor número de “espines” paralelos. 59

60. Configuraciones electrónica
N:Z= 7
N: 1s2 2s22p3
60

61. Configuraciones electrónica
O:Z= 8
O: 1s2 2s22p4
61

62. Configuraciones electrónica
F(Z= 9)
F: 1s2 2s22p5
62

63. Configuraciones electrónica
Ne(Z= 10)
Ne: 1s2 2s22p5
63

64. Configuración electrónica de los elementos
ns2np6
ns1
en su estado natural
ns2np2
ns2np4
ns2np5
ns2np3
ns2np1
ns2
Orbitales externos
d10
d1
d5
4f
5f
64

65. Último subnivel de energía para los elementos
65

66. 66

67. Reglas generales para la asignación de electrones a
orbitales atómicos
Cada capa o nivel principal de número cuantico n contiene
n subniveles
Por ejemplo si n= 2 hay dos subniveles (dos valores de l)
l= 0 y 1
Cada subnivel de número cuántico l contiene 2l+1
orbitales. Por ejemplo si l= 1, m = -1, 0, +1
No se puede colocar mas de dos electrones en un
orbital. Por consiguiente el máximo número de electrones
es el doble de número de orbitales que se emplean
Una forma rápida de determinar el número máximo de
electrones que puede tener un átomo es utilizar la
fórmula 2n2
67

68. Configuraciones electrónica
Número Símbolo Configuración Número Símbolo Configuración
atómico electrónica atómico electrónica
1 H 1s1 6 C 1s22s22p2
2 He 1s2 7 N 1s22s22p3
3 Li 1s22s1 8 O 1s22s22p4
4 Be 1s22s2 9 F 1s22s22p5
5 B 1s22s22p1 10 Ne 1s22s22p5
68

69. Número Símbolo Configuración Número Símbolo Configuración
Atómico electrónica Atómico electrónica
11 Na [Ne]3s1 26 Fe [Ar]4s23d6
12 Mg [Ne]3s2 27 Co [Ar]4s23d7
13 Al [Ne]3s23p1 28 Ni [Ar]4s23d8
14 Si [Ne]3s23p2 29 Cu [Ar]4s23d9
1 10
15 P [Ne]3s23p3 30 Zn [Ar]4s23d10
16 S [Ne]3s23p4 31 Ga [Ar]4s23d104p1
17 Cl [Ne]3s23p5 32 Ge [Ar]4s23d104p2
18 Ar [Ne]3s23p6 33 As [Ar]4s23d104p3
19 K [Ar]4s1 34 Se [Ar]4s23d104p4
20 Ca [Ar]4s2 35 Br [Ar]4s23d104p5
21 Sc [Ar]4s23d1 36 Kr [Ar]4s23d104p6
22 Ti [Ar]4s23d2 37 Rb [Kr] 5s1
23 V [Ar]4s23d3 38 Sr [Kr] 5s2
24 Cr [Ar]4s23d4
1 5
39 Y(itrio) [Kr] 5s24d1
25 Mn [Ar]4s23d5 40 Zr [Kr] 5s24d2 69

70. Diagarma de orbital para el cromo y Cobre
Cr
4s1 3d5
Cu
4s1 3d10
70

71. Clasificación periódica de los elementos
71

72. Próxima clase
Propiedades Periódicas
72

73. Clasificación periódica de los elementos
ns2np6
Elementos representativos (grupo 1A-7A) Subniveles s o p incompletos
ns2np5
Gases nobles(8A): Subniveles p llenos, excepto el He
Elementos de transición (grupo 1B y 3B-8B) Tienen incompletos el subnivel d
Lantanidos y Actinidos
Tienen incompletos el subnivel f
Tienen configuraciones electrónicas externas semejantes No son elementos representativos
ni metales de transición
73

74. Electrones de Valencia
Son los electrones externos de un átomo, que son los implicados
en el enlace químico
Grupo e- configuración # de valencia
1A ns1 1
2A ns2 2
3A ns2np1 3
4A ns2np2 4
5A ns2np3 5
6A ns2np4 6
7A ns2np5 7
74

75. Configuraciones electrónica de cationes y aniones
Al igual que en especies neutras
Se siguen las reglas de Hund y el principio de exclusión de Pauli
Iones derivados de los elementos representativos
Cationes
Na: [Ne] 3s1 Na+ : [Ne] Los átomos ceden electrones de modo
que los cationes adquieren la
Ca: [Ar]4s2 Ca2+: [Ar] configuración electrónica del gas
noble que les precede.
Al: [Ne]3s23p1 Al3+ : [Ne]
Aniones
H: 1s1 H- :1s2 o [He]
Los átomos aceptan electrones
F: 1s22s22p5 F-: 1s22s22p6 o [Ne] de modo que los aniones
O: 1s22s22p4 O 2-: 1s22s22p6 o [Ne] adquieren la configuración
electrónica de un gas noble que
les sigue
N: 1s22s22p3 N3-: 1s22s22p6 o [Ne]
75

76. Hay un gran número de propiedades periódicas. Entre las más
importantes destacaríamos:
- Estructura electrónica
- Carga nuclear efectiva (relacionada con el tamaño atómico y
tendencia a formar iones)
- Radio atómico (influye en la densidad, punto de fusión y
ebullición
- Radio iónico (afecta las propiedades físicas y químicas de un
compuesto iónico)
- Potencial de ionización
- Electronegatividad
- Afinidad electrónica
- Carácter metálico
- Valencia iónica
76

77. Carga nuclear efectiva (Zefectiva) es la “carga positiva” que siente un
electrón.
Los electrones que se encuentran más cercanos al núcleo ejercen un efecto de
apantallamiento de la carga positiva del núcleo; por esta causa, los electrones
más externos son atraídos por el núcleo con una fuerza menor, la carga neta
que afecta a un electrón se denomina carga nuclear efectiva o Zefec.
La carga nuclear efectiva que es la carga que se ejerce sobre un electrón está
dada por:
Zefectiva = Z - σ
Z= es la carga nuclear real (número atómico del elemento)
σ = constante de apantallamiento (0 <σ < Z )
Zefectiva ≈ Z – número de electrones internos o de base que protegen al electrón externo
Z Base Zefectiva
Na 11 10 1
Mg 12 10 2
Al 13 10 3
Si 14 10 4 77

78. Carga nuclear efectiva (Zefectiva)
incrementando Zefectiva
incrementando Zefectiva
78

79. Radio atómico
79

80. Debido al incremento de Zefct
80

81. 81

82. Radio atómico
Radio iónico
Es el radio de un catión o de un anión.
Afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico
82

83. Comparación de radios atómicos con radios iónicos
83

84. Cambios de tamaño del Li y del F cuando reaccionan para formar LiF
El catión siempre es más pequeño que el átomo a partir del
cual se formó.
El anión siempre es más grande que el átomo a partir del cual
se formó.
84

85. Radios de iones (en pm) de elementos comunes
85

86. Potencial o energía de ionización
Es la cantidad mínima de energía (kJ/mol ) que se necesita para arrancar un
electrón de un átomo gaseoso aislado en su estado fundamental, formando un
ión con carga positiva. Cantidad de energía en kilojoules que se necesita para
quitar un mol de electrones a un mol de átomos en estado gaseoso
El proceso puede representarse como:
I1 + X (g) X+(g) + e- I1 primera energía de ionización
I2 + X+(g) X2+(g) + e- I2 segunda energía de ionización
I3 + X2+(g) X3+(g) + e- I3 tercera energía de ionización
Li + 520 kJ/mol→Li+ + 1 e-
I1 < I2 < I3
86

87. Energías de ionización de los primeros 20 elementos
In > 0
87

88. Variación de la primera energía de ionización
con el número atómico
Lleno n=1
Lleno n=2
Lleno n=3
Lleno n=4
Lleno n=5
88

89. Tendencia general en la primera energía de
ionización
Al incrementar la primera energía de ionización
Al incrementar la primera energía de ionización
89

90. Afinidad electrónica (AE) es el cambio de energía que ocurre
cuando un átomo en estado gaseoso acepta un electrón para
formar un anión.
X (g) + e- X-(g)
F (g) + e- F-(g) ΔH = -328 kJ/mol exotérmico
F- (g) F(g) + e- A E= +328 kJ/mol
O (g) + e- O-(g) ΔH = -141 kJ/mol
O-(g) O (g) + e- AE = +141 kJ/mol
90

91. Afinidades electrónicas (kJ/mol) de algunos elementos
representativos y de los gases nobles
91

92. Afinidades electrónicas
92

93. Variación de la afinidad electrónica con el número atómico
(H – Ba)
93

94. Carácter metálico (c.m.)
Los elementos se pueden agrupar a grandes rasgos en la categoría de metales no
metales y metaloides
94

95. El carácter metálico aumenta hacia la izquierda en un periodo y hacia
abajo en los grupos de los elementos representativos.
95

96. Continuación Tema 2
Enlace químico
Fuerza que actúa entre dos átomos o grupos de átomos para
mantenerlos unidos en una especie estable diferente que tiene
propiedades medibles
Tipos de Enlaces químico
Enlace metálico
Enlace iónico
Enlace Covalente
Enlaces polares
Enlaces no polares (Apolares)
96

97. Enlaces Metálico
Enlace que se forma entre átomos de elementos metálicos. Si los átomos
enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones
son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido
proporcionando:
conductividad térmica y eléctrica,
brillo,
maleabilidad y ductilidad.
Se encuentran en metales como cobre, hierro, oro y aluminio. En los
metales cada átomo se encuentra unido a varios átomos vecino. Los electrones de
enlace tienen relativa libertad de moverse dentro de la estructura tridimensional
del metal.
97

98. Enlace iónico
Se refiere a fuerzas electrostáticas que existen entre iones con
cargas opuestas.
Los metales alcalinos y alcalinos térreos por su baja energía de ionización,
tienden a formar cationes, mientras que los halógenos y el oxigeno por su
elevada afinidad electrónica forman aniones. En consecuencia una, gran
variedad de compuestos iónicos están formados por un metal del grupo 1A o 2A
y un halógeno u oxigeno
Enlace Covalente
Es el resultado de compartir electrones entre átomos.
Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N2 o en O2), los
electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se llama
covalente apolar.
Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico, NO), los
electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente
polar.
Polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y
covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma
desigual. Estas sustancias no conducen la electricidad ni tienen brillo,
ductilidad o maleabilidad. 98

99. ¿Como se forma las moléculas y los compuestos?
Tabla periódica
Concepto de configuración electrónica
Gilbert Lewis explicó que los átomos se combinan para alcanzar una
configuración electrónica estable. La máxima estabilidad se consigue
cuando un átomo es isoelectrónicos con un gas noble.
Los electrones que participan en los enlaces químicos se denominan
electrones de valencia: los que residen en la capa exterior incompleta de
los átomos
Gilbert Lewis propuso una forma sencilla de representar los electrones de
valencia para hacerles un seguimiento durante la formación de enlaces
Símbolos de puntos de Lewis
Está formado por el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de
valencia en un átomo del elemento
99

100. Estructura de Lewis para los elementos
representativos y gases nobles
El número de electrones de valencia en cada átomo es el mismo que el número de grupo
Metales de transición lantánido y actínidos. debido
a que tienen capas internas incompletas y en general
no es posible escribir símbolos sencillos de puntos
de Lewis para ellos
100

101. Los electrones de valencia son los últimos electrones de un
orbital en un átomo, que son los causantes de los enlaces
químicos.
Grupo e- configuración # de valencia
1A ns1 1
2A ns2 2
3A ns2np1 3
4A ns2np2 4
5A ns2np3 5
6A ns2np4 6
7A ns2np5 7
101

102. Estructura de Lewis para el enlace iónico
Li + F Li+ F -
1s22s1 1s22s22p5 1s2 1s22s22p6
[He] [Ne]
Li Li+ + e-
e- + F F -
Li+ + F - Li+ F -
Floruro de Litio
102

103. Energía Reticular
La energía Reticular (E) es la energía que se requiere para separar
completamente un mol de un compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos.
Q+ es la carga del catión
QQ
Ep = k + - Q- es la carga del anión
r
r es la distancia entre ambos
Compuesto Energía de separación
MgF2 2957 Q= +2,-1
La energía es directamente MgO 3938 Q= +2,-2
proporcional a Q, e inversamente
proporcional a r.
LiF 1036
r F- < r Cl-
LiCl 853
103

104. Energías reticulares y puntos de fusión de algunos halogenuros y
óxidos de metales alcalinos y alcalinostérreos
Atracciones coulómbicas
104

105. Un enlace covalente se establece cuando dos o más átomos
comparten uno o más pares de electrones. Cada electrón del par
compartido es atraído por el núcleo de ambos átomos y ésta
atracción es la que mantiene unido a los dos átomos
Gilbert Lewis sugirió que la formación de un enlace químico implica
que los átomos compartan electrones
Estructura de Lewis para representar el enlace covalente Forma simplificada de
representar el enlace
H + H H H H-H
F + F F F F F
7e- 7e- 8e- 8e-
Par libre F F Par libre
Enlace covalente simple
Pares libres F F Pares libres
Enlace covalente simple 105

106. Estructura de Lewis para el agua Enlace covalente simple
H + O + H H O H or H O H
2e-8e-2e-
Regla del octeto
Un átomo diferente al hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho
electrones de valencia
Doble enlace – dos átomos comparten dos pares de electrones
O + C + O O C O or O C O
8e- 8e- 8e- Enlaces dobles
Enlaces dobles
106

107. Triple enlace – dos átomos comparten tres pares de electrones
N + N N N or N N
Triple enlace Triple enlace
107

108. Longitud de los enlaces covalentes
Longitud
Triple enlace < Doble enlace < Enlace simple
108

109. La Polaridad de los enlaces y electronegatividad
El concepto de polaridad de los enlaces se utiliza para describir la forma
en que se comparten los electrones entre los átomos.
Enlace covalente no polar (apolar), se refiere a un enlace en el que los
electrones se comparten por igual entre los dos átomos (H2, Cl2, N2, O2,
etc)
Enlace covalente polar uno de los átomos ejerce una mayor atracción
sobre los electrones de enlace que el otro
electronegatividad
Se refiere a una propiedad que permite distinguir el enalce covalente no polar
del enlace covalente polar, es decir la capacidad de un átomo para atraer
hacia si los electrones de un enlace químico.
Afinidad de electrones - calculable, Cl es el más afín
Electronegatividad - relativa, F es el más electronegativo
109

110. Electronegatividades en la tabla periodica
La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a través de un período, coincide
con la disminución del carácter metálico
En un grupo la electronegatividad disminuye al aumentar el número atómico y aumentar el
carácter metálico
Los metales de transición no siguen la misma tendencia
Los elementos mas electronegativos se ubican en la parte superior derecha de la tabla
110
periódica y los menos electronegativos en la parte inferior izquierda de la tabla

111. 111

112. Variación de la electronegatividad con respecto al # atómico
112

113. Los átomos de los elementos con grandes diferencias de
electronegatividad tienden a formar enlaces iónicos (NaCl, CaO). Un
enlace iónico generalmente une a un átomo de un elemento metálico
con un átomo de un elemento no metálico
Los átomos de elementos con electronegatividdes similares tienden
entre ellos a formar enlaces covalentes polares porque el
desplazamiento de la densidades electrónica es pequeño. En la
mayoría de los enlaces covalentes polares participan átomos de
elementos no metálicos
Átomos de un mismo elemento, con igual electronegatividad, pueden
unirse por medio de un enlace covalente puro
113

114. Reglas para clasificar los enlaces por electronegatividad
Diferencia de electronegatividad Tipo de enlace
≥2 Iónico
0 Covalente
0<y<2 Covalente Polar
Covalente Covalente Polar Iónico
Transferencia parcial de e- transferencia e-
comparte e-
114

115. Clasifique los siguientes enlaces en iónicos, covalentes
polares y covalentes puros
Compuesto F2 HF LiF HCl
Diferencia de 4.0-4.0= 0 4.0-2.1= 1.9 4.0-1.0=3.0 2.5-2.1=0.4
electronegatividad
Tipo de enlace Covalente Covalente polar iónico Covalente polar
115

116. Electronegatividad y número de oxidación
Número de oxidación
Se refiere al número de cargas que tendría un átomo si los electrones fueran
transferidos por completo al átomo mas electronegativo de los átomos que están
enlazados en una molécula.
Ejemplo H N H H O O H
H
Número de oxidación
N= -3 y H=+1
116

117. Escritura de las Estructuras de Lewis de los compuestos
Pasos que se deben seguir para establecer la distribución de los átomos
en un compuesto
1. Dibuje la estructura del compuesto mostrando qué átomos están
conectados con otros. En general el átomo menos electronegativo ocupa
la posición central. El H y F ocupan posiciones terminales
2. Cuente el número total de electrones de valencia presentes, para
aniones poliatómicos agregue el número total de cargas negativas (
CO32- se agregan dos electrones porque la carga es 2-) y para cationes
poliatómicos, se resta el número de cargas positivas del total (NH4+) se
resta un electrón porque la carga +1 indica la pérdida de un electrón del
grupo de los átomos neutros)
3. Dibuje un enlace covalente sencillo entre el átomo central y cada uno de
los átomos que los rodean. Complete los octetos de los átomos
enlazados al átomo central, excepto para el hidrógeno.
4. Si no se cumple la regla del octeto para el átomo central agregue
enlaces dobles o triples utilizando los pares libres de los átomo que lo
rodean 117

118. Continuación Tema 2
Geometría molecular e hibridación
de orbitales atómicos
118