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1. - Teoría Atómica2. - Estequiometría3. - Disoluciones
4. - Equilibrio Químico5. - Ácido - Base
6. -Redox7. - Nociones de Termodinámica
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• Química R. Chang, 7a Edición, McGraw-Hill, 2002• Química. La Ciencia Central T.L. Brown, H.E. LeMay, B. Bursten,
J.R. Burdge.9a
Edición, Prentice Hall Hispanoamericana S.A., 2004Química General K.W. Whitten, R.E. Davis y M.L. Peck, 5a Edición,McGraw-Hill, 1998
• Química General D.D. Ebbing, 5a Edición, McGraw-Hill, 1996
BIBLIOGRAFIA COMPLEMENTARIA• Chemistry. The Central Science T.L. Brown, H.E. LeMay and B.
Bursten. 7th
Edition, Prentice Hall INC., 1997• Chemistry S. Zumdahl, D.C. Heath and Co. 1986• General Chemistry D.A. McQuarrie and P.A. Rock, 2nd Edition,
W.H. Freemen and Co. 1987
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Aristóteles(384-323a.C.)
Platón(428-348a.C.)
Materia era continua, se podía
dividirenfraccionesmaspequeñas
Demócrito (460-370a.C)
-Postuló que la materia estaba constituida
porpartículasdiminutaseindivisibles,alasquedenominó:átomos
-Lamateria era discontinua, que no podía
subdividirseinfinitamente
Orígenes
TRATA DE DETERMINAR CUAL ES LA CONSTITUCITRATA DE DETERMINAR CUAL ES LA CONSTITUCIÓÓN FUNDAMENTAL DE LA MATERIAN FUNDAMENTAL DE LA MATERIA
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La materia está formada por átomos.
Los átomos de un mismo elemento son idénticos y poseenigual masa.
Los átomos que forman los compuestos son de dos o más
clases diferentes.Los átomos son partículas indivisibles e invisibles
Los átomos que forman los compuestos están en una
relación de números enteros y sencillosLos cambios químicos corresponden a una combinación,separación o reordenamiento de átomos.
POSTULADOSOSTULADOS
JOHN DALTON. 1808
Consideraba el átomo como una partícula carente de estructura e indivisible
Presenta modelo atómico conel que se inicia el estudio delátomo.
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OBSERVACIONES EXPERIMENTALES RELACIONADAS CON LA MASA Y LASOBSERVACIONES EXPERIMENTALES RELACIONADAS CON LA MASA Y LASREACCIONES QUREACCIONES QUÍÍMICASMICAS
Ley de las proporciones definidas (Proust)Ley de las proporciones definidas (Proust)Muestras diferentes de un mismo compuesto siemprecontienen los mismos elementos y en la misma proporción.
Ley de las proporciones mLey de las proporciones múúltiples (Dalton)ltiples (Dalton)Si dos elementos forman mas de un compuesto la relación entre
la masa de uno de ellos en ambos compuestos (para unacantidad determinada del otro) es de números enteros pequeños.
Ley de conservaciLey de conservacióón de la masa (n de la masa (LavoisierLavoisier))En toda reacción química la masa se conserva, esto es, lamasa total de los reactivos es igual a la masa total de losproductos.
Ej. En el agua hay 8,0 g de oxígeno por cada 1,0 de hidrógeno y en agua
oxigenada hay 16, 0 de oxígeno g por cada 1,0 de hidrógeno.Entonces, la proporción de masa de oxígeno por gramo de hidrógeno en losdos compuestos es 2:1
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DALTON. 1808
Willian Crookes. 1850. Construyó tubo de descarga que producía rayoscatódicos (radiación del cátodo al ánodo) utilizado por Thomson
Al hacer vacAl hacer vací í o, se observao, se observaemisiemisióón de luz desde eln de luz desde elccáátodo(todo(--) al) al áánodo (+)nodo (+) Placas con carga eléctrica
Pantallafluorescente
Trayectoria
De electronesImánAltovoltaje
cátodoánodo
Thomson: demostró que los rayos catódicos se desviaban hacia el polo positivo delcampo eléctrico independientemente del gas dentro del tubo. Confirmó existencia departículas negativas en toda la materia (electrones).
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THOMSON1897
Premio Nobel de Física (1906)Descubridor del electrónPrimero en proponer un modelo estructural interno del átomo
Relación carga/masa del electrón= -1,76.108 Coulomb/gramo
Robert Millikan (1909)Determinó carga del electrón = -1,6.10-19 Coulomb
Masa del electrón=carga
Carga/masa= - 1,6.10-19 C
-1,76. 108 C/g= 9,09. 10-28 g
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Eugene Goldstein (1886): Trabajó con un tubo de rayos catódicos modificado que
contenía hidrógeno y un cátodo perforado. Observó rayos que se dirigían alcatódo(-) rayos canales (partículas positivas)
Relación carga/masa del protón= 9,58. 104 Coulomb/gramo
Masa del protón= 1,67. 10-24 g
Carga del protón= + 1,6.10-19 Coulomb
Masa del próton1.836 veces mayor
que el electrón
James Chadwick (1932):James Chadwick (1932):Detectó existencia de neutroneseutrones (partículas sin carga, con una masasimilar a la del protón) en el interior del núcleo.
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1903: Propone su modelo atómico en el que considera los átomos como esferas
de cargas positivas uniformemente distribuidas y los electrones dispersos en ellaen igual número
Introduce la idea de que el átomo puede dividirse en las llamadas partículasfundamentales: Electrones, con carga eléctrica negativa y partículas positivas.
MODELO ATMODELO ATÓÓMICO DE THOMSONMICO DE THOMSON
“Si los átomos contienen partículas negativas, los electrones, y la materia sepresenta con neutralidad de carga, entonces deberían existir partículas positivas”
Su modelo era estático, pues suponía que loselectrones estaban en reposo dentro del átomo y queel conjunto era eléctricamente neutro.
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EXPERIMENTO DE RUTHERFORDEXPERIMENTO DE RUTHERFORD
ResultadosResultados: Sugieren que el núcleo posee una carga positiva y
prácticamente con toda la masa del átomo
Bombardeó una lámina de orocon partículas α (+)
Pantalla de detección(ZnS)
La mayoría de las partículas α
(+) atraviesa la lámina sindificultad
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MODELO ATMODELO ATÓÓMICO DE RUTHERFORD. 1911MICO DE RUTHERFORD. 1911
Considera el átomo como un sistemaplanetario de electrones girando alrededor deun núcleo atómico pesado y con carga eléctricapositiva.
Según mecánica clásica el electrón pierde
energía continuamente al moverse y portanto velocidad, llevando al e- a precipitarsesobre el núcleo
El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctricapositiva, que contiene casi toda la masa del átomo.
Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares.
La suma de las cargas eléctricas negativas de los electronesdebe ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo eseléctricamente neutro.
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En un átomo neutro el número de protones es igual al número deelectrones ne
Partículas fundamentales del átomo:
-Protones (p) y neutrones (n)concentrados en el núcleo.-Electrones en la periferia del átomo.
El núcleo esaproximadamente 10000veces mas pequeño que elátomo y sin embargocontiene prácticamente todasu masa
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DiDiáámetrometro deldel áátomotomo: 1 x 10: 1 x 10--1010 -- 5 x 105 x 10--1010 mm (( óó 100 y 500 pm).100 y 500 pm).
En angstrom: 1En angstrom: 1 –– 5 (5 (ÅÅ). 1 (). 1 (ÅÅ) = 1 x 10) = 1 x 10--1010 mm
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Partícula masa (g) Carga (C) Carga unitaria
Electrón 9.1095 x 10-28 -1.6022 x 10-19 -1
Protón 1.67252 x 10-24
+1.6022 x 10-19
+1
Neutrón 1.67495 x 10-24 0 0
Masa y carga de partMasa y carga de partí í culas subatculas subatóómicasmicas
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NNúúmero atmero atóómico (Z)mico (Z):: Es el número de protones (p) del núcleo
NNúúmero de masa o nmero de masa o núúmero mmero máásico (A):sico (A): Suma de protones (p)mas neutrones (n) presentes en el núcleo de un átomo de unelemento.
En elnúcleo
A= p + nA= Z + n
En un átomo
neutro
Z = e-
En uncatión
Z > e-
En un
anión Z < e-
SIMBOLOGSIMBOLOGÍÍA:A:
Ó
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ISISÓÓTOPOSTOPOS
- Átomos del mismo elemento que tienen el mismo númeroatómico (Z) pero diferente número másico (A).- Contienen números diferentes de neutrones
Ejemplos:CC
1111
66CC
1212
66CC
1414
66CC
1313
66
p =6e- =6
n =5
p =6e- =6
n =6
Peso atómico = masa atómica promedioPeso atómico = Σ(masa isótopo)n(Abundancia isótopo)n /100
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Isótopo: Núclido que contiene el mismo número de protones(Z), pero diferente número de neutrones (n). Mismo elemento!!
Isótono: Contiene el mismo número de neutrones (n) y diferente
número de protones (Z). Diferentes elementos!!
Isóbaro: Igual Nº de masa (A), diferentes números de protones
(Z) y neutrones (n). Diferentes elementos!!
Tipos de NTipos de Núúclidosclidos
Ejemplo de notación para un isótopo de neón:
X X NeZ n
Z
A
Z
+==
21
10
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Decaimiento Radioactivo: emisión espontánea de partículas, ondas o ambas
Tipos de emisiones:α, son partículas con 2 cargas positivas y 2 neutrones conocido como núcleos de
helio. Tienen un poder ionizante, pero baja penetración 23892U
23490Th + 4
2He
β, son partículas con una carga negativa o electrones, de menor poder ionizante
pero mas penetranteγ, son radiaciones electromagnéticas de alta energía. No es afectada por campos
eléctricos o magnéticos y tiene alto poder penetrante
Todos los elementos con un numero atómico mayor a 83 son radioactivos
Ejemplo 21084Po → 206
82 Pb
Existe otro tipo de reacción radioactiva llamada transmutación nuclear, donde sebombardea a un núcleo con protones, neutrones o núcleos y ocurre una
conversión.
Ejemplo es la transformación de 147N a 146C + 11H
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Vida media
La vida media es el tiempo que demora en desintegrarse la mitad de
los núcleos de cualquier elemento radiactivo.
0-1
La radiación α es la menos penetrante, pero la de mayor duración
(hasta miles de años.
Serie de desintegración
La desintegración radiactiva normalmente indica el comienzo de
una serie de desintegración radiactiva, es decir, una secuencia de
reacciones nucleares que culmina en la formación de un isótopo
estable.
El 23892U, comienza una serie de desintegraciones de 14pasos que culmina en 206
82Pb.
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Escriba un informe sobre la historia del átomo y las etapas que
definieron sus partículas subatómicas
Escriba cuantos electrones, protones y neutrones tiene cada átomo
representado a continuación
C 12
6 C 13
6 H 1
1
−216
8O+
Na12
11
En que se parecen y por lo tanto que característica tienen en común:
A10
5B
10
6C
12
5
−214
7 D
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-- TABLA PERITABLA PERIÓÓDICADICA--PROPIEDADES PERIPROPIEDADES PERIÓÓDICASDICAS
SISTEMA PERISISTEMA PERIÓÓDICODICO
DE LOSDE LOSELEMENTOSELEMENTOS
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Simbolos químicos
D i i ID it i I áá i hi h
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Dmitri IvDmitri IváánovichnovichMendelMendelééieviev
En 1869, Mendeleyev publicósu tabla periódica. Ordenandolos elementos químicos en
orden creciente de masasatómicas.
Uno de los descubrimientos
más importantes de la químicadel siglo XIX
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Disposición de los elementos en orden de número atómico creciente
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Elementos del mismo perperí í odoodo:-Igual número de capas electrónicas(n)
Elementos del mismo grupogrupo:-Similitud en sus propiedades físicas yquímicas: debido a que tienen igual número deelectrones en la capa más externa (capa de
valencia)-Aumenta el número de capas electrónicas
Disposición de los elementos en orden de número atómico creciente
GRUPOS
PERÍODOS
Cl ifi iClasificacióó d l l tn de los elementos
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ClasificaciClasificacióón de los elementosn de los elementos
1) Según propiedades estructurales y eléctricas:
Metales
Metaloides No metales
2) Según su estructura electrónica:
Elementos representativos Elementos de transiciónGases nobles
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NOMBRES DE LOS GRUPOSNOMBRES DE LOS GRUPOS
PRINCIPALESPRINCIPALES
1: Metales alcalinos
2: Metales alcalino-térreos13: Grupo del boro (térreos)14: Grupo del carbono15: Grupo del nitrógeno16: Grupo del oxígeno (Calcógenos)17: Halógenos18: Gases nobles o inertes
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PROPIEDADES PERIPROPIEDADES PERIÓÓDICASDICASVariación de las propiedades de los elementos conforme nosmovemos a lo largo de los grupos y períodos
Volumen
Radio atómico
Energía de ionización Electroafinidad
Electronegatividad
RESUMEN DE PROPIEDADES PERIRESUMEN DE PROPIEDADES PERIÓÓDICASDICAS
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En un grupo, al bajar en latabla periódica:
AUMENTA- Volumen atómico- Z: número AtómicoNe: número de electrones- n: número de capas electrónicas
- Radio atómicoDISMINUYE:-Energía de ionización
ZZef ef : carga nuclear efectiva, permanece relativamente: carga nuclear efectiva, permanece relativamenteconstanteconstanteLaLa electroafinidadelectroafinidad varia poco en un grupovaria poco en un grupo
En el periodo, al desplazarnos
hacia la derecha de la tablaperiódica:
AUMENTA- Z: número Atómico
- Zef : carga nuclear efectiva- Ne: número de electrones- Electronegatividad- Energía de ionización
- ElectroafinidadDISMINUYE:-Radio atómico
GRUPOS
PERÍODOS
Zef: Carga positiva neta que atrae los electronesmás externos.
Zef = Z (número atómico) – Efecto pantalla (efecto
que producen los electrones internos)
PROPIEDADES DE LAS ONDASPROPIEDADES DE LAS ONDAS
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PROPIEDADES DE LAS ONDAS
Longitud de onda (λ) es la distancia entre crestas o valles sucesivas.(m, cm, nm)
Amplitud es la distancia vertical de la línea media a la cresta o al valle de laonda.
Longitud de Onda
Dirección depropagación
de onda
Longitud de onda
Longitud de onda
Amplitud
AmplitudAmplitud
Frecuencia (ν): es el número de ondas completas que pasan por un puntodado en 1 segundo (Hz = 1 ciclo/s). Se expresa en s-1
La velocidad (u ) de la onda = λ x ν
RADIACIRADIACIÓÓN ELECTROMAGNN ELECTROMAGNÉÉTICATICA
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Maxwell (1873), propuso que la luz visible se compone de ondas
electromagnéticas.
c: velocidad de luz
λ
xν = c
Componente del campo eléctrico
Componente del campo magnético
RadiaciRadiacióón electromagnn electromagnééticaticaes la emisión y transmisión deenergía en la forma de ondaselectromagnéticas.
Toda radiación electromagnética se mueve en elvacío a la velocidad de la luz: 3,00 x 103,00 x 1088 m/sm/s
TIPOS DE RADIACITIPOS DE RADIACIÓÓN ELECTROMAGNN ELECTROMAGNÉÉTICATICA
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Rayos X Lámparassolares
Hornos de
microondas,radar policiaco,estaciones desatélite
Lámparas
Incandes-centes
Radio FM.TV VHF
RadioAM
Ondas de radioMicroondasInfrarrojoUltravioletaRayos XRayos
gamma
Tipo de radiación
Frecuencia (Hz)
Longitudde onda (nm)
TV UHF,teléfonoscelulares
Un fotón tiene una frecuencia de 6,0 x 104 Hz.
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ondaradiofónica
,Al convertir esta frecuencia en longitud de onda (nm).¿Hace esta frecuencia caer en la región visible?
λ x ν = cλ = c/ ν
λ = 3,00 x 108 m/s / 6,0 x 104 Hz
λ = 5,0 x 103 mλ = 5,0 x 1012 nm
λ
ν
Radio FM.TV VHF
RadioAM
ondaradiofónica
MAX PLANCK. 1900 TEORMAX PLANCK. 1900 TEORÍÍA CUANTICAA CUANTICA
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La energía puede ser emitida o absorbida porlos átomos en forma de “paquetes o cuantos.”
E = h x ν
h : constante de Planckh = 6,63 x 10-34 J•s
ν: frecuencia de radiación
MAX PLANCK. 1900 TEORMAX PLANCK. 1900 TEORÍÍA CUANTICAA CUANTICA
Cuanto (cantidad fija): cantidad mínima de energía que se podíaemitir o absorber en forma de radiación electromagnética
Energía de uncuanto
La energía siempre se emite o absorbe en múltiplos enteros: h ν, 2 hν, 3 hν,.....
La energía estácuantizada
Cuando el cobre se bombardea con electrones de
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E = h x ν
E = 6,63 x 10-34 (J•s) x 3,00 x 10 8 (m/s) / 0,154 x 10-9 (m)E = 1,29 x 10 -15 J
E = h x c / λ
alta-energía, se emiten rayos X. Calcule la energía
(en joules) asociada con los fotones si la longitudde onda de los rayos X es 0,154 nm.
MOVIMIENTO CUANTIZADO DEL ELECTRMOVIMIENTO CUANTIZADO DEL ELECTRÓÓNN MAYOR ENERGMAYOR ENERGÍÍAA
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E = hν
E = hν
LA CANTIDAD DE ENERGLA CANTIDAD DE ENERGÍÍAANECESARIA PARA MOVER ELNECESARIA PARA MOVER ELELECTRELECTRÓÓN DEPENDE DE LAN DEPENDE DE LADISTANCIA QUE HAY ENTRE LOSDISTANCIA QUE HAY ENTRE LOSPELDAPELDAÑÑOS INICIAL Y FINALOS INICIAL Y FINAL
MENOR ENERGMENOR ENERGÍÍAA
Laa pelotaelota nuncaunca caeae entrentrelosos peldaeldañoss
ESPECTROS DE EMISIESPECTROS DE EMISIÓÓN DE ALGUNOS ELEMENTOSN DE ALGUNOS ELEMENTOS
Litio(Li)Litio(Li)
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Metalesalcalinos
(monovalentes)
Elementos
alcalino-térreos(divalentes)
Metales(divalentes)
Sodio(Na)
Potasio(K)
Calcio(Ca)
Estroncio (Sr)
Bario(Ba)
Cadmio(Cd)
Mercurio(Hg)
Hidrógeno(H)
Helio(He)
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ECUACIECUACIÓÓN DE LA ONDA DE SCHRN DE LA ONDA DE SCHRÖÖDINGER. 1926DINGER. 1926
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ECUACIECUACIÓÓN DE LA ONDA DE SCHRN DE LA ONDA DE SCHRÖÖDINGER. 1926DINGER. 1926
La función de la onda (Ψ) describe:
1. la energía del e- con un Ψ dado
2. la probabilidad de encontrar el e- en un volumen del
espacio
La ecuación de Schrodinger sólo se puede resolver exactamente
para el átomo de hidrógeno. Debe aproximar su solución para los
sistemas del multi-electrón.
describidescribióó la partla partí í cula y naturaleza de la onda del ecula y naturaleza de la onda del e--
ECUACIÓNErwinSchrödinger
Soluciones:Funciones de onda Ψ,
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Schrödinger ,orbitalesorbitales
Ψ2: densidad electrónica,Probabilidad de
encontrar un electrón enuna región determinadaLos orbitales (zonas de alta densidad
electrónica: s, p, d, f ) estáncaracterizados o identificados pornúmeros cuánticos:
n: NNúúmero cumero cuáántico principalntico principal. Determina el nivel de energía del orbital
l: NNúúmero cumero cuáántico secundario o azimutalntico secundario o azimutal. Designa la forma del orbitalm
l : NNúúmero cumero cuáántico magnntico magnééticotico. Relacionado con la orientación del orbital enel espacio
ms: NNúúmero cumero cuáántico dentico de espinespin. Describe el giro del electrón sobre su ejeimaginario
Ψ = fn(n, l, ml , ms)
Ecuación de la onda de Schrodinger
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Ψ = fn(n, l , ml , ms)número cuántico principal n
n = 1, 2, 3, 4, ….
n=1 n=2 n=3
distancia del e- de los núcleos
ECUACIECUACIÓÓN DE LA ONDA DE SCHRODINGERN DE LA ONDA DE SCHRODINGER
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Ψ = fn(n, l, ml , ms)
número cuántico del momento angular l
para un valor dado de n,
n = 1, l = 0
n = 2, l = 0, 1
n = 3,l
= 0, 1, 2
La forma del “volumen” de espacio que ocupa el e-
l = 0 orbital sl = 1 orbital pl = 2 orbital dl = 3 orbital f
l = 0, 1, 2, 3, … n-1
REPRESENTACIREPRESENTACIÓÓN DE LOS ORBITALESN DE LOS ORBITALES
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Orbitalesp
Probabilidad de encontrar el electrón en torno a los ejes x, y,
z. No en la cercanía del núcleo
Orbitales sProbabilidad de encontrarel electrón cerca del núcleo
x y
zl = 0
l
= 1
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d
l = 2
Uno de los posibles
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orbitales 4f
l = 3
f
ECUACIECUACIÓÓN DE LA ONDA DE SCHRODINGERN DE LA ONDA DE SCHRODINGER
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Ψ = fn(n, l, ml , ms)
número cuántico magnético ml
para un valordado de l
Orientación del orbital en el espacio
si l = 1 (orbital p ), ml = -1, 0, 1
sil
= 2 (orbital d ), ml = -2, -1, 0, 1, 2
ml = -l, …., 0, …. +l
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m l = -1 m l = 0 m l = 1
m l = -2 m l = -1 m l = 0 m l = 1 m l = 2
ECUACIECUACIÓÓN DE LA ONDA DE SCHRODINGERN DE LA ONDA DE SCHRODINGER
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Ψ = fn(n, l, ml , ms)
número cuántico del spin ms
ms = +½ ó -½
ms = -½ms = +½
¿Cuántos orbitales 2p están en un átomo?
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2pn=2
l = 1
Si l = 1,Entonces ml = -1, 0, +1
3 orbitales
Subniveles para los 4 primeros niveles de energía
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Niveles deenergía, n
Número desubniveles
Designación de subniveles
(nl )
1 1 1s
2 2 2s, 2p
3 3 3s, 3p, 3d
4 4 4s, 4p, 4d, 4f
p p g
Orbitales que hay en cada nivel de energía y la capacidadá i d l t d t l i l
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máxima de electrones que pueden contener los niveles y
subniveles de energía
Nivel
n
Capa
electrónica
Nº de orbitales
s p d fK 1 - -
3 -
5
5
3
3
-
1 -
-
7
1
1
L
M
N
Nº de orbitales totales
n2
Nº máximo de
electrones: 2n2
1 1 2
2 4 8
3 9 18
4 16 32
CConfiguracionfiguracióón electrn electróónicanica::Ubicación de los e- en los orbitales de los diferentes
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1) Principio de mínima energía:Los e- se ubican 1ro en orbitales de menor energía
Ubicación de los e en los orbitales de los diferentes
niveles energéticos.
3) Principio de máxima multiplicidad de HundEn orbitales con igual energía los e- entran de a uno en
cada orbital con el mismo espín hasta alcanzar el semillenado
y después comienza el apareamiento de espines opuestos.
2) Principio de exclusión de Pauli:Un orbital puede ser ocupado por 2 e- y deben tener
espines diferentes
Se obtiene teniendo en cuenta:
El orden de llenando de orbitales en un átomo polielectrónico
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1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s
La distribución de electrones más estable en los
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C 6 electrones
subniveles es la que tiene el mayor número deespines paralelos (regla deregla de HundHund).
C 1s2
2s2
2p2
N 7 electrones
N 1s22s22p3
O 8 electrones
O 1s22s22p4
F 9 electrones
F 1s22s22p5
Ne 10 electrones
Ne 1s22s22p6
E n
e r g
í a
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Paramagnética
electrones paralelos
2p
Diamagnética
todos los electrones apareados
2p
¿Cuál es la configuración electrónica del Mg?
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Mg 12 electrones
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s
1s22s22p63s2 2 + 2 + 6 + 2 = 12 electrones
Abreviado como [Ne]3s2 [Ne] 1s22s22p6
¿Cuáles son los números cuánticos posibles para el último( t ) l t ó Cl?
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(externo) electrón en Cl?
Cl 17 electrones 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s1s22s22p63s23p5 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17 electrones
En último electrón sumado al orbital 3p
n = 3 l = 1 ml = -1, 0, +1 ms = ½ o -½
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- Forma de unión entre dos o más átomos.
•Para que exista un enlace, necesariamente tiene que
existir una gran estabilidad en el compuesto que se haformado.
- Fuerza que tiende a la formación de conglomerados deátomos o compuestos.•Enlace es la fuerza que existe entre dos átomos,
cualquiera sea su naturaleza, debido a la transferenciatotal o parcial de electrones. De esta forma adquierenambos una configuración electrónica estable, la que
correspondería a un gas noble.
Combinación de elementos
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Los gases noblesgases nobles no se combinan. Contienen 8 electrones en sucapa de valencia. 8 e- = mayor estabilidad
Los otros elementos deben combinarse para ser isoelectrónicos conlos gases nobles, ganan, pierden o comparten e- tratando de alcanzar
el mismo número de electrones que los gases nobles mas cercanosen la tabla periódica.
Regla del octetoRegla del octeto:Los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones
hasta estar rodeados por 8 electrones de valencia.
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(símbolos de electrón-punto):Son una forma útil de mostrar los electrones de valenciade un átomo. Consiste en el símbolo químico delelemento más un punto por cada electrón de valencia.
X
Los electrones de valencia son los electrones del nivel exteriorde un átomo. Los electrones de valencia son los electrones queparticipan en el enlace químico
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participan en el enlace químico.
1 1ns1
2 2ns2
13 3ns2np1
14 4ns2np2
15 5ns2np3
16 6ns2np4
17 7ns2np5
Grupo # de valenciaconfiguración e-
1 E ib l t t f d t l d l
Escritura de las estructuras de Lewis Escritura de las estructuras de Lewis
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1. Escriba la estructura fundamental delcompuesto mostrando qué átomos están unidosentre sí. Ponga el elemento menos
electronegativo en el centro.2. Cuente el número total de electrones de
valencia. Agregue 1 para cada carga negativa.Reste 1 para cada carga positiva.
3. Complete un octeto para todos los átomos
excepto el hidrógeno.4. Si la estructura contiene demasiados
electrones, forme enlaces dobles y triples en elátomo central como necesite.
Una estructura de resonanciaestructura de resonancia es una de dos o másestructuras de Lewis para una sola molécula que no se puede
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representar exactamente con una sola estructura de Lewis.
O O O+ -
OOO+-
O C O
O
- -O C O
O
-
-
OCO
O
-
-
¿Cuáles son las estructuras de resonanciadel ion carbonato (CO32-)?
Escriba la estructura de Lewis del trifluoruro de nitrógeno(NF3).
Paso 1 – N es menos electronegativo que F ponga N en el centro
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Paso 1 – N es menos electronegativo que F, ponga N en el centro
F N F
F
Paso 2 – Cuente los electrones de valencia N - 5 (2s22p3) yF - 7 (2s22p5)
5 + (3 x 7) = 26 electrones de valenciaPaso 3 – Dibuje enlace sencillo entre los átomos N y F y complete
los octetos en los átomos N y F.Paso 4 - Verifique, ¿son # de e- en la estructura igual al número de e-
de valencia?3 enlaces sencillos (3x2) + 10 pares libres (10x2) = 26 electrones
de valencia
Escriba la estructura de Lewis del ion carbonato (CO32-).
Paso 1 – C es menos electronegativo que O, ponga C en el centro
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O C O
O
Paso 2 – Cuente los electrones de valencia C - 4 (2s2
2p2
) yO - 6 (2s22p4) -2 carga – 2e-
4 + (3 x 6) + 2 = 24 electrones de valencia
Paso 3 – Dibuje enlace sencillo entre los átomos C y O y completelos octetos en los átomos C y O.
Paso 4 - Verifique, son # de e- en la estructura igual al número de e-
de valencia?
3 enlaces sencillos (3x2) + 10 pares libres (10x2) = 26 electrones devalencia
Paso 5 - Demasiados electrones, forme el enlace doble y reverifique #de e-
2 enlace sencillos (2x2)= 4 1 enlace doble = 4
8 pares libres (8x2) = 16
Total = 24
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Enlaces M Enlaces M úúltiplesltiples
Los pares de e- extra de un enlace múltiple no están localizados en orbitales
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Los pares de e- extra de un enlace múltiple no están localizados en orbitales
híbridos.
C C
H
H H
H
H C C
Enlace sigma, σ:
Densidad electrónica se concentra en el eje que une los átomos. Consta de un
solo lóbulo.Todos los enlaces sencillos son sigma.
Enlace pi, π:
Densidad electrónica se encuentra por encima y por debajo del eje que une los
átomos. Consta de más de un lóbulo.
- Un enlace doble consiste en un enlace σ y un π.
- Un enlace triple consiste en un enlace σ y dos π.