1. UNIDAD REPASO:
Estructura Atómica
PROF. Andrea Mena T.
NM4

2. INTERIOR DE LA MATERIA
PARTICULAS
SUBATOMICAS
ELECTRÓN
PROTÓN
NEUTRÓN

3. 1- ELECTRÓN
Símbolo e-
¿Cómo se descubrieron? Rayos Catódicos
¿Quién lo descubrió? Thomson
¿Dónde se encuentran? Corteza

4. 2- PROTÓN
Símbolo P+
¿Cómo se descubrieron? Rayos Canales
¿Quién lo descubrió? Goldstein
¿Dónde se encuentran? núcleo

5. 3- Neutrón
Símbolo n°
¿Cómo se descubrieron? Partículas Alfas
¿Quién lo descubrió? Chadwick
¿Dónde se encuentran? núcleo

6. Número Atómico y Másico

7. Número Atómico (Z)
Cantidad de protones
en el núcleo de cada
átomo de un elemento.
Número Másico (A)
Cantidad de protones y
neutrones presentes en
el núcleo de un átomo
de un elemento.
Z = p+ A = p+ + n°
Elemento neutro : p+ = e-

8. Iones
Cationes
X+
Aniones
Z-Átomos
cargados
eléctricamente

9. COMPLETAR LA SIGUIENTE TABLA
Elemento Z A P+ N° E-Na
11 12
Cl - 36 17
H 1 1
Al+3 27 10
S 16 16

10. Modelos Atómicos
1- Modelo
de
Thomson
Modelos
Atómicos
2- Modelo
de
Rutherford
3- Modelo
de Bhor
4- Modelo
Mecánico
Cuántico

11. 1- Modelo de Thomson
• Modelo denominado “budín de pasas”,
plantea un todo, donde los electrones se
encuentran en un ambiente cargado
positivamente en un mismo espacio
otorgándole neutralidad eléctrica

12. 2- Modelo de Rutherford
• Consistió en bombardear una lámina muy fina
de oro con un haz de partículas alfa.
1. La masa del átomo se concentra en el núcleo.
2. El núcleo del átomo es positivo.
3. La mayor parte del átomo es espacio vacío.
4. Los electrones deben estar en continuo
movimiento

13. 3- Modelo de Bohr
Primer postulado: El electrón gira
alrededor del núcleo en órbitas circulares
sin emitir energía radiante.
Segundo Postulado:
El electrón no puede estar a cualquier
distancia del núcleo, sino que sólo hay
unas pocas órbitas posibles, las cuales
vienen definido por número cuántico, n.
Tercer Postulado:

14. Disposición de los electrones según
Bohr
• Se sabe que existe un número máximo de
electrones por nivel (2n2), así que por tanto,
cada nivel energético alberga un número
único de electrones como máximo (principio
válido hasta el cuarto nivel energético).

15. 4- Modelo Mecano Cuántico
(Estudia el comportamiento del electrón)
Principio Dualidad onda
partícula :
-Louis de Broglie
- Comportamiento dual de onda y
partícula
Principio de Incertidumbre: -Werner Heisenberg
- imposible conocer con exactitud la
posición y velocidad de un electrón.
Ecuación de Onda: -Erwin Schrödinger
- establece que esta función de onda
(ψ)
también denominada orbital
(Describe probabilísticamente el
comportamiento del electrón en el
átomo.

17. Números Cuánticos
1. Número Cuántico Principal (n):
Representa la energía del electrón .Si n aumenta, la
energía del electrón también incrementa y la
distancia del electrón del núcleo.
Los valores que puede tomar n= (1, 2, 3.....)

18. 2. Número Cuántico Secundario (l): Designa la
forma del orbital. Los valores que puede
tomar l depende de (n),
l =0 hasta(n-1)

19. 3. Número cuántico magnético (m): Determina
la orientación espacial de la nube electrónica
en respuesta al campo magnético ejercido por
el núcleo atómico.
ml = -l, 0, +l

21. 4- Número cuántico de Spin (s): Corresponde al
giro del electrón sobre su propio eje, el cual
puede tener dos sentidos, en la dirección de
los punteros del reloj y en sentido inverso.
Puede tomar valores +1/2 o –1/2, que
también se simboliza con flechas

23. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Es la distribución de los electrones en los diferentes
niveles y orbitales atómicos.
Configuración
Electrónica
Principio de
exclusión de Pauli
Principio de máxima
multiplicidad de
Hund.
Principio
de mínima energía.
Se rige por 3
principios

24. 1- Principio de exclusión de Pauli
• Este principio establece que no pueden existir,
dos electrones con los cuatro números
cuánticos iguales.

25. 1- Principio de exclusión de Pauli
• Este principio establece que no pueden existir,
dos electrones con los cuatro números
cuánticos iguales.

26. 2-PRINCIPIO DE MAXIMA
MULTIPLICIDAD DE HUND
• Sostiene que en el caso de existir orbitales con
mas orientaciones (p, d, f) la distribución de
los electrones es a través de espines positivos
y luego los negativos.

27. 3- Principio de mínima energía
• Principio de construcción, establece que los
orbitales atómicos se llenan de menor a
mayor energía. Para determinar este orden se
utiliza el diagrama de diagonales.

28. DIAGRAMA DE DIAGONALES

29. Pasos para Escribir Configuración
electrónica
- Saber el n° de electrones que el átomo tiene.
- Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía
utilizando regla de las diagonales
- Respetar la capacidad máxima de electrones por cada
subnivel.

30. TIPOS DE CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA
A- GLOBAL
B- GLOBAL
EXTERNA
C-ORBITAL
DETALLADO
D- DIAGRAMA
DE ORBITALES

31. a. Global: en ella se disponen los electrones
según la capacidad del orbita atómico.

32. b. Global externa o Resumida:
- Se indica en un corchete el gas noble anterior
al elemento configurado.
- Posteriormente los niveles y subniveles que
no están incluidos en ese gas noble.
GASES
NOBLES

34. c. Por orbital detallada: se indica la ubicación de
los electrones por orbital.

35. d. Diagrama de orbitales: en este se simboliza
cada orbital por un casillero, utilizando las
expresiones y para representar la disposición
del espín de cada electrón.

36. ENLACE QUÍMICO
Buscar estabilidad
energética
Ganar o perder
electrones
Compartir electrones
FUERZAS QUE
MANTIENEN UNIDOS
A LOS ATOMOS

37. Enlace Químico
• Es un conjunto de fuerzas que hace posible
mantener unidos a los átomos, iones o
moléculas, y se producen cuando los
átomos comparten o intercambian los
electrones de la capa más externa.

38. Enlace
Químico
Enlace
Iónico
Enlace
Covalente
Enlace
Metálico

39. Estructura de Lewis
• Se creo para poder explicar la estructura de
las moléculas y facilitar el estudio de un
enlace, el químico Gilbert Lewis, Ideó un
sistema de notación de puntos para
representar los electrones de valencia.

40. Pasos para escribir la estructura de
Lewis
1- Escribir configuración electrónica y
determinar electrones de valencia.
2- Poner alrededor del símbolo químico, los
electrones de valencia con puntos o cruces.
(Para distribuir los electrones correctamente, aplicamos la
regla de Hund)
- Si los electrones están apareados se anotan dos puntos o
cruces juntos.
- Si los electrones están desapareados se anota un punto
sólo.

41. Ejemplo
1- Realizar la estructura de Lewis del Nitrógeno

42. Ejemplo
1- Realizar la estructura de Lewis del F-

43. REGLA DEL OCTETO
• Propuesta por Gilbert Lewis y Walther
Kossell.
“Cuando se forma un enlace químico, los
átomos reciben, ceden o comparten
electrones deben contener 8 electrones en
su ultimo nivel de energía y así adquiera la
configuración electrónica de un gas noble”

44. METALES NO METALES
CEDEN ELECTRONES CAPTAN ELECTRONES

45. REGLA DEL DUETO
• Cumplen sólo 3 elementos :
1- Hidrogeno
2- Litio
3- Berilio
Tienden a completar su ultimo nivel energético
solo con dos electrones tomando la
configuración del Helio.

46. 1. Enlace Iónico
METAL + NO METAL ------ ENLACE IONICO

47. METAL
• Cede electrones para alcanzar la regla del
octeto o dueto.
• Se transforma en un Catión (Carga positiva)

48. NO METAL
• Gana electrones para alcanzar la regla del
octeto o dueto.
• Se transforma en un Anión (Carga negativa)

49. Formula Molecular:
Debe ser neutra
Primero el Metal y luego el no metal

50. Características del Enlace Iónico
• Forman redes cristalinas constituidas por
iones de carga opuesta unidos por fuerzas
electrostáticas.

51. • Debido a la fuerza electrostática, sus
compuestos se caracterizan por:
1- Ser sólidos a temperatura ambiente.
2- Presentar altos puntos de evaporación y
fusión.
3- Ser buenos conductores eléctricos cuando
están fundidos o disueltos en agua (en
disolución acuosa).

52. 4- Romperse con facilidad en estado sólido.
5- Ser malos conductores de calor.
6- Disolverse en agua fácilmente a
temperatura ambiente.
7- Formar estructuras tridimensionales (redes
cristalinas) en estado sólido.

53. Enlace covalente
• Los compuestos covalentes se originan por la
compartición de electrones entre átomos no
metálicos.
NO METAL + NO METAL = ENLACE COVALENTE

54. Diferentes tipos de enlace covalente
• Enlace covalente normal:
– Simple
– Múltiple: doble o triple
• Polaridad del enlace:
– Apolar
– Polar
• Enlace covalente dativo o coordinado

55. CLASIFICACIÓN DEL ENLACE
COVALENTE
Enlace
Covalente
APOLAR POLAR

56. 1- Enlace Covalente Apolar
• Es el tipo de enlace que se da cuando los
elementos a combinar tienen la misma
electronegatividad o su diferencia de
electronegatividad (ΔE.N.) es inferior a 0,5
unidades.

57. • Esta baja diferencia de electronegatividad
asegura que la compartición de electrones
será equitativa.

58. 2- Enlace Covalente Polar
• Se produce cuando los electrones se
comparten de manera no igualitaria,
generando polos (+ y -)
• Para que exista esta compartición desigual
de los electrones, la diferencia de
electronegatividad (ΔE.N.)

59. • Se representa de la siguiente manera:

60. ELECTRONEGATIVIDAD

61. Actividad
• Con valores de electronegatividad predice
el tipo de enlace covalente en cuanto a
polaridad que se forma dentro de los
siguientes compuestos

62. Propiedades de las sustancias con
enlace covalente
• Se pueden encontrar en estado sólido, líquido
o gaseoso.
• Tienen puntos de fusión y ebullición
relativamente bajos.
• Son solubles en solventes polares (como el
agua) cuando presentan polaridad y en
solventes apolares (como el benceno) cuando
no la tienen.

63. • Son malos conductores del calor y la
electricidad (aislantes térmicos y eléctricos).
• Algunos ejemplos: el agua, el aceite, los
plásticos, el alcohol, el oxígeno, el cloro, etc.

64. Actividad
• Con ayuda de una tabla periódica responde qué
tipo de enlace mantiene unidos a los siguientes
átomos, justificando tu respuesta:

65. ¿Cómo Clasificar?
Ejemplo: H2O
ΔEN=

66. Enlace metálico
• Es el enlace mediante el cual se combinan
entre sí dos o más átomos metálicos, o sea,
átomos de elementos de
electronegatividades bajas y con tendencia
a ceder electrones

67. Propiedades
• Tienen brillo.
• Son sólidos a temperatura ambiente,
excepto el mercurio (Hg) que es líquido.
• Tienen altos puntos de fusión y ebullición,
excepto el mercurio, el cesio y el galio.
• Son buenos conductores del calor y la
electricidad.
• Son maleables, es decir, pueden formar
láminas o planchas finas.

68. • Son dúctiles, es decir, pueden formar
alambres o hilos delgados.
• Resisten grandes tensiones sin romperse, es
decir, son tenaces.
• En general son más densos que el agua,
menos el sodio (Na), el litio (Li) y el potasio
(K).

69. GEOMETRIA MOLECULAR
• Es la disposición tridimensional de los átomos
que constituyen una molécula. Determina
muchas de las propiedades de las moléculas,
como son la reactividad, polaridad, fase, color,
magnetismo, actividad biológica, etc. ...

70. TIPOS DE GEOMETRÍA
1- LINEAL
2- ANGULAR
3- Planar Trigonal
4- Pirámide trigonal
5- Tetraédrica

71. 1- Lineal
Angulo 180°
Tipo de molécula AX2

72. 2- Angular
Angulo 104,5°
Tipo de molécula AX2E2

73. 3- Planar Trigonal
Angulo 120°
Tipo de molécula AX3

74. 4- Pirámide trigonal
Angulo 107
Tipo de molécula AX3E

75. 5- Tetraédrica
Angulo 109,5°
Tipo de molécula AX4