Estructura Atómica y Enlace 2025-I (1).ppt

quimica

1. Prof. Víctor Caro Sánchez

2. EL ÁTOMO
Nube electrónica
(6 e
-
)
Núcleo atómico
(6 p
+
y 8 n
0
)
2,7x10
-6
nm
1,54x10
-1
nm
El ÁTOMO es la partícula más pequeña de un elemento que
conserva la identidad química de dicho elemento.
En la figura ponemos como ejemplo un átomo de C-14
En general para cualquier elemento se cumple que el diámetro del
núcleo es muy pequeño comparado con el diámetro del átomo
Partícula
subatómica
p
+
protón
n
0
neutrón
e
-
electrón

3. Partícula
subatómica
Masa
Relativa (*)
Carga
relativa
p
+
1,0073 uma +1
n
0
1,0087 uma 0
e
- 0,000548 uma 1
(*) uma: unidad de masa atómica.
1uma = 1,661 x 10
-24
gramos
PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

4. COMPOSICIÓN DE ÁTOMOS E IONES
A
Z
E
0
Átomo neutro
A
Z
E
x+
Catión
A
Z
E
x-
Anión
A
Z
E
Átomo neutro
Na
23
11

Br
79
35
327
13
Al
B
10
5
B
11
5
Número atómico (Z)
Especiep
+
n
o
e
-
11 12 11
35 44 36
13 14 10
5 5 5
5 6 5
Número de masa (A)
Z = p
+
A = p
+
+ n
0

5. ISÓTOPOS
Los isótopos son átomos de un mismo elemento,
que tienen igual número atómico (Z) pero diferente
número de masa (A)
Ejemplo el boro tiene 2 isótopos:
boro-10 o B-10 o
boro-11 y o B-11 o
B
10
5
B
11
5

6. MASA ATÓMICA
Es el promedio ponderado de las masas de los isótopos de
dicho elemento, considerando el porcentaje de abundancia
de cada uno de ellos en la naturaleza.
Isótopo Masa isotópica (uma) % de abundancia
O-16 15,9949 99,76
O-17 16,9991 0,03
O-18 17,991 0,21
Calcule la masa atómica del oxígeno
uma
xxx
atómicaMasa ......
100
21,0991,1703,09991,1676,999949,15




7. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
……….
Es la distribución de los e
-
alrededor del núcleo en función
de niveles energéticos, subniveles energéticos y orbitales
NIVELES ENERGÉTICOS
núcleo
nivel 1
nivel 2
nivel 3
NIVELES
SUBNIVELES
ORBITALES
Se postula que los electrones se distribuyen por niveles. Los electrones del
nivel 1 son los de menor energía, luego siguen los electrones del nivel 2
con un poco más de energía, etc.

8. s
p
d
f
s
f
p
d
1
3
5
7
SUB-
NIVEL
N
o
DE
ORBI-
TALES
REPRESENTACIÓN DEL
SUBNIVEL CON SUS
ORBITALES
SUBNIVELES y ORBITALES
Cada subnivel es un
conjunto de orbitales
p
SUBNIVEL p
3 orbitales p
(p
x
p
y
y p
z
)
Orbital
lleno
Semilleno

9. ORBITAL
Un orbital es la región donde existe la máxima
probabilidad de hallar 1e
-
o máximo 2e
-
FORMA Y ORIENTACIÓN
z
y
x
Orbital s
z
y
x
z
y
x
z
y
x
Orbital p
x Orbital p
y
Orbital p
z
formas bilobularesforma esférica

10. Orbitales d

11. Orbitales f

12. PRINCIPIO DE AUFBAU
Regla de construcción de la configuración electrónica
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
10
5p
6
6s
2
………
Ejemplos de configuración electrónica:
10
Ne : 1s
2
2s
2
2p
6

15
P : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
3
37
Rb: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
1
16
S
2-
: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6

13. ¿Qué se puede decir del átomo de fósforo?
15
P : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
3
Se puede decir que el átomo de fósforo tiene 3 niveles
energéticos (nivel 1, nivel 2 y nivel 3) siendo el nivel 3 el
de mayor energía. A dicho nivel (el más energético) se le
llama nivel de valencia y a los electrones de ese nivel se
les llama electrones de valencia.
15P : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
3
Nivel de valencia
5 e
-
de valencia

14. 56
Fe
26
 1s
2
2s
2
2p
6
3s
1
 [Ne] 3s
1
 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
6
[Ar] 4s
2
3d
6

23
Na
11
CONFIGURACION ABREVIADA

15. Átomo Z
Configuración
Electrónica
Número de e
-
de
valencia
C 6 1s
2
2s
2
2p
2
4
O 8 1s
2
2s
2
2p
4
6
Ne 10 1s
2
2s
2
2p
6
8
Mg 121s
2
2s
2
2p
6
3s
2
2
Electrones de valencia: son los electrones que participan en
los enlaces. En los elementos representativos (grupo A de la
tabla periódica) los electrones de valencia son los que están
en el nivel más energético.

16. Prof. Víctor Caro Sánchez

17. ENLACE QUIMICO
Es una fuerza que mantiene unidos entre
sí a los átomos de los elementos, lo que
trae como consecuencia la formación de
moléculas en algunos casos o redes
iónicas en otros casos.

18. SÍMBOLO O NOTACIÒN DE LEWIS
Es la representación de los electrones de valencia.
En los elementos representativos los electrones de valencia son
los electrones del nivel más energético (coincide con el grupo)

19. ENLACE IÓNICO
Un enlace iónico es una unión química producida por la atracción
electrostática de cationes y aniones que trae como consecuencia la
formación de redes iónicas.
Generalmente el catión proviene de un metal
Generalmente el anión proviene de un no metal
Ejemplo: hacer la estructura de Lewis de cloruro de sodio, NaCl
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
5
Sodio (metal) Cloro (no metal) Cloruro de sodio
Na Cl Na Cl
1s
2
2s
2
2p
6
3s
1
1s
2
2s
2
2p
6
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
+ -
pierde e
-
gana e-
En la sal, NaCl, ambos átomos
cumplen con la regla del octeto

20. K
S
K
SK
+
K
+
2-
Ejemplo: hacer la estructura de Lewis de sulfuro de potasio, K
2S
Ejemplo: hacer la estructura de Lewis de óxido de calcio, CaO
OCa
* * O**
2-
Ca
2+

21. ENLACE COVALENTE
Un enlace covalente se forma por la compartición de pares de
electrones entre los átomos. Generalmente se produce entre no
metales.
ICl
enlace
Par libre
*
*
**
*
**
*
*
**
*
**
*
*
**
*
**
Iodo (no metal) Cloro (no metal) monocloruro de iodo
I ICl Cl
ICl
Tiende a
ganar e
-
Tiende a
ganar e
-
Comparten e
-
Cumplen con el octeto
Ejemplo: hacer la estructura de Lewis del monocloruro de yodo, ICl
La molécula de ICl tiene 1 enlace y 6
pares libres de e
-

22. * HBr
Bromo cumple con el octeto
Hidrógeno se rodea de 2 e
-
(es propio del H)
Ejemplo: hacer la estructura de Lewis del bromuro de hidrógeno, HBr
*
hidrógeno (no metal) Bromo (no metal)
H Br
Tiende a
ganar e
-
Tiende a
ganar e
-
Comparten e
-
* HBr
HBr

23. - La molécula de O
2 tiene un doble enlace y 4 pares libres de e
-
- En realidad un doble enlace consta de 2 enlaces (uno
denominado sigma, que es fuerte y otro denominado pi, que es
débil)
- El triple enlace consta de un enlace sigma (fuerte) y dos
enlaces pi (débiles).
- Todo enlace simple es sigma.
*
**
*
**
oxígeno (no metal)
O O
Tiende a
ganar e
-
Tiende a
ganar e
-
*
**
*
**
OO
Comparten e
-
Cumplen con el octeto
Ejemplo: hacer la estructura de Lewis del oxígeno, O
2
*
**
*
**
OO
OO

24. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
EL OCTETO INCOMPLETO : Be , B y Al tienden a formar
moléculas en los cuales están rodeados por menos de ocho
electrones. Ejm BeH
2, BF
3 y AlI
3
EL OCTETO EXPANDIDO : Se produce en átomos del tercer
periodo en adelante. Ejm SF
6
, PCl
5

25. OTROS EJEMPLOS DE ESTRUCTURA DE LEWIS DE
COMPUESTOS CON ENLACE COVALENTE
O OC
H
H H
H
C
HHN
H
H HO
Cl ClB
Cl
Octeto
incompleto
Cl ClBe
Octeto
incompleto
Se
Cl
Cl Cl
Cl Cl
Cl
Octeto
expandido

26. ESCRITURA DE LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS
1.Escriba un esqueleto de la molécula o ion poliatómico.
2.Determine el número total de electrones en la molécula o
ion poliatómico.
3.Ponga un enlace simple entre todos los átomos.
4.Complete los octetos de todos los átomos.
5.Verifique que el número total de electrones es igual al
descrito en el paso (2)
6.Si se ha excedido en electrones agregue dobles o triples
enlaces en el átomo central. Si le falta electrones, hágalo
en el átomo central como par libre.

27. EJERCICIO: Escriba la estructura de Lewis de: SO
3
,
SCl
2
, NF
3
, HNO
3
, C
2
H
4
, SO
2
, H
2
CO
3
, XeF
2
, C
2
H
6
O, C
2
H
2
,
C
2H
4, anión clorato ClO
3
-
, catión amonio NH
4
+
, CaCO
3,
KNO
3
, Na
2
CO
3
, Ca(BrO
2
)
2

28. POLARIDAD DEL ENLACE COVALENTE
 
- Enlace apolar o no polar (entre átomos del mismo elemento): Es el
enlace en el que se comparten por igual los electrones debido a que
los átomos enlazados tienen igual electronegatividad.
 
- Enlace polar (entre átomos de diferente elemento). Es el enlace en el
que los electrones no están compartidos por igual debido a que los
átomos enlazados tienen diferente electronegatividad.



BrH
H HO
Enlace
polar
Enlace
polar
Enlace
polar
H
H
H
C
H
H
H
C
Enlace
polar
Enlace
apolar
La molécula de etano, C
2
H
6
, tiene:
6 enlaces covalentes polares y
1 enlace covalente apolar

29. Periodo
1
H
2,1

Periodo
2
Li
1,0
Be
1,5
C
2,5
N
3,0
O
3,5
F
4,0
Periodo
3
Na
0,9
Mg
1,2
P
2,1
S
2,5
Cl
3,0
Periodo
4
K
0,8
Ca
1,0
Se
2,4
Br
2,8
Periodo
5
Rb
0,8
Sr
1,0
I
2,5
Periodo
6
Cs
0,7
Ba
0,9
Periodo
7
Fr
0,7
Ra
0,9
 
ELECTRONEGATIVIDAD
Capacidad de un átomo para atraer hacía sí los electrones
de un enlace
* En recuadro sombreado están los no metales
* Sin sombra los metales

30. ELECTRONEGATIVIDAD Y TIPOS DE ENLACE
Na Cl
Ejm cloruro de sodio
0,9 3,0
Diferencia = 2,1 (enlace iónico)
H Br
Ejm bromuro de hidrógeno
2,1 2,8
Dif = 0,7 (enlace covalente polar)
Elementos que tienen
gran diferencia de
electronegatividad entre
ellos tienden a presentar
enlace iónico
Elementos que tienen poca
diferencia de electronegatividad
entre ellos tienden a presentar
enlace covalente
Cl - Cl
Ejm Cloro, Cl
2
3,0 3,0
Dif = 0 (enlace covalente apolar)

31. COMPUESTOS IÓNICOS
COMPUESTOS COVALENTES
(O MOLECULARES)
Formado por una red de cationes
y aniones.
Formados por moléculas
 
Son sólidos.
Tienen altos puntos de fusión y
ebullición.
Sólidos, líquidos o gases
Bajos puntos de fusión y ebullición.
La mayoría es soluble en
solventes polares como el agua
Algunos son solubles en solventes
polares como el agua. Otros son
solubles en solventes no polares.
Fundidos o en solución acuosa
son buenos conductores de la
electricidad (son electrolitos)
La mayoría es mala conductora de
la electricidad

32. C 1
N a
Cloruro de sodio, NaCl
Compuesto iónico,
conformado por una red
de cationes y aniones.
Agua, H
2
OCloruro de
hidrógeno, HCl
Compuesto covalente o
molecular, conformado por
moléculas