Ma. Lourdes Cabrera SargQuímica- CUNOR

ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA

CONTENIDOS

1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA

2. ÁTOMO

3. PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

4. NÚMERO ATÓMICO Y MASA ATÓMICA

5. ISÓTOPOS

6. DIAGRAMAS DE BOHR

7. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

8. TABLA PERIÓDICA

Ciencia básica que se encarga del estudio de la materia, los cambios que ocurren en ella y las variaciones de

energía que se llevan a cabo y sus efectos.

QUÍMICA

Química

Q. General

Q. Orgánica

BioquímicaQ. analítica

Q. Inorgánica

Química: “ciencia central”

Los aspectos químicos se

aplican a todos los

aspectos de nuestra vida.

¡Está en todas

partes!

Fundamental para entender la biología, la geología, la ciencia de los materiales, la medicina, muchas ramas de la ingeniería, y otras ciencias. Además, la química desempeña un papel importante en nuestra economía, pues las sustancias químicas afectan la vida diaria de diversas maneras.

¿Por qué estudiar

Química?

MATERIA

Es todo aquello que nos rodea, que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. Todo lo que existe en el universo

es materia.

Clasificación

Cambios de la materia

CAMBIOS FÍSICOS : Los fenómenos físicos son reversibles, la materia no sufre cambios en su estructura íntima, no se forman nuevas sustancias. Se cambia la forma, el tamaño, el estado de movimiento o el estado de agregación, sigue siendo la misma sustancia. Ejemplo:

CO2(g) → CO2(s) disolver azúcar en agua

CAMBIOS QUÍMICOS : Los fenómenos químicos son irreversibles, la materia si sufre cambios en su estructura íntima, se forman sustancias diferentes con nuevas propiedades (dejan de ser lo que eran). Ejemplo:

C3H8(g) + O2(g) → CO2(s) + H2O(l) quemar azúcar

Estados físicos de la materia

Partículas muy cercanas Partículas menos cercanas Partículas más lejanasy muy organizadas. y más desorganizadas. y muy desorganizadas.

Estado de alta energía de la materia, similar al gaseoso pero compuesto de electrones y núcleos aislados en vez de átomos o moléculas enteros y discretos.

Plasma

Sólido amorfo

Cristal líquido

Las partículas que conforman el sólido carecen de una estructura ordenada y definidas. Esta clasificación contrasta con la de sólidos cristalinos. Ej: Vidrio.

Tipo especial de estado de agregación de la materia que tiene propiedades de las fases líquida y sólida. Dependiendo del tipo es posible, por ejemplo, que las moléculas tengan libertad de rotación, pero no de traslación.

12

CAMBIOS DE ESTADO

SUBLIMACIÓN

FUSIÓN VAPORIZACIÓN

SOLIDIFICACIÓNLICUACIÓN O CONDENSACIÓN

SUBLIMACIÓN REGRESIVA

LÍQUIDO GASSÓLIDO

El átomo

Es la unidad básica que puede intervenir en una combinación química. Está formado por partículas

subatómicas, de las cuales las más importantes son los electrones, los protones y los neutrones.

PRIMERA TEORIA SOBRE LA CONSTITUCION DE LA MATERIA.

HABLO DE LA DISCONTINUIDAD DE LA MATERIA Y QUE ESTABA FORMADA POR PEQUEÑAS PARTES LLAMADAS ÁTOMOS Y EL VACIO QUE RESULTABA ENTRE ELLOS. TAMBIEN DIJO QUE LOS ATOMOS ERAN ETERNOS, INDIVISIBLES Y DE LA MISMA NATURALEZA, PERO DIFERIAN EN FORMA, TAMAÑO Y DISTRIBUCION EN UN CUERPO.

DEMOCRITO DE ABDERA (418 a .C.)

MODELOS ATÓMICOS

MODELO ATÓMICO DE DALTON (1803)

PRIMERA TEORIA ATÓMICA CON CARÁCTER

CIENTÍFICO. EN LA MATERIA, CADA ELEMENTO ESTA

FORMADO POR PARTÍCULAS MÁS PEQUEÑAS LLAMADAS ÁTOMOS

TODOS LOS ÁTOMOS DE UN ELEMENTO SON IDÉNTICOS ENTRE SÍ (LEY DE LA COMPOSICIÓN CONSTANTE) Y DISTINTOS DE LOS ÁTOMOS DE OTRO ELEMENTO QUÍMICO

LOS ÁTOMOS NO SE CREAN NI SE DESTRUYEN EN REACCIONES QUÍMICAS (LEY DE CONSEVACIÓN DE MASA)

UN COMPUESTO ESTÁ FORMADO POR LA UNIÓN DE 2 O + ÁTOMOS DE UN ELEMENTO (LEY DE PROPORCIONES MÚLTIPLES)

MODELO ATÓMICO DE THOMSON (1902)

FENÓMENOS QUE DEMUSTRAN LA RELACIÓN ENTRE LA CONSTITUCIÓN DE MATERIA Y LA PRESENCIA DE

ELECTRICIDAD:

DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN EN 1897 (RELACIÓN DIRECTA ENTRE LA MATERIA Y LA

ELECTRICIDAD).

LOS ELECTRONES TIENEN CARGA ELÉCTRICA NEGATIVA Y SON IDÉNTICOS EN TODOS LOS

ELEMENTOS QUÍMICOS.

PARTICULAS SUBATÓMICAS

PROPUSO QUE EL ÁTOMO ERA UNA ESFERA CON CARGA POSITIVA INCRUSTADA DE ELECTRONES “PUDÍN CON

PASAS”

MODELO ATÓMICO NUCLEARRUTHERFORD (1911

EN EL ÁTOMO ENCONTRAMOS DOS REGIONES:

EL NÚCLEO: pequeño, con casi toda la masa y contiene los PROTONES (+) y los NEUTRONES (0). La masa del neutrón es ligeramente mayor que la del protón.

LA CORTEZA: muy voluminosa, sin apenas masa y contiene los ELECTRONES (-).

LOS ÁTOMOS CONTIENEN EL MISMO

NÚMERO DE PROTONES QUE DE

ELECTRONES PARA CONSEGUIR UN

EQUILIBRIO ELÉCTRICO.

CONCEPCIÓN MODERNA DE LA ESTRUCTURA ATÓMICA

NÚCLEO:PROTONES Y NEUTRONES

CORTEZA: ELECTRONES

Electrones de valencia

CAPA DE VALENCIA: Correspondeal último nivel, en este caso nivel 2, que contiene 7 electrones

ELECTRONES DE VALENCIA: Son loselectrones de la capa de valenciaen este caso 7

Los electrones de valencia son los únicos electrones involucrados en los enlace químicos

CARGA ELECTRÓNICA

1.602 * 10^(-19) C

Elemento“Es el conjunto de átomos que poseen el mismo número

atómico”

Esta constituido por uno o varios isótopos.La materia esta compuesta por elementos, existen 118 diferentes que se

representan en la tabla periódicaSímbolo químico: abreviaturas de 1 o 2 letras de los nombres de los

elementos, 1era mayúscula.

Símbolo incluyendo A y Z

ZXA A: número másico o masa del átomo está determinado por la suma de los protones más los neutrones ya que los electrones tienen masa despreciable

Z: se denomina número atómico y corresponde al número de protones. Si el átomo es neutro, también corresponde al número de electrones

Resumen

A= n + pA: número másicop: cantidad de

protonesn: número de

neutronese: número de

electronesn= A - Zp= e

Z= número atómicoIndica el número de

protonesSi el átomo es

neutro, indirectamente indica el número de electronesZ= 11

A= 23n= A-Z= 23-11= 12p= 11e= 11

Ejercicio/ Tarea # 1

No. Símbolo Nombre A Z N (neutrones) Símbolo incluyendo A y Z

1 Galio 70 2 Zn 35 3 72 32 4 89 138 5 Francio 6 Ag 60 7 42 8 Bismuto 126 9 Ni 58

10 137 56

Instrucciones: Usando información presente en la tabla periódica, complete el siguiente cuadro.

Iones: Se forman cuando un átomo neutro gana o pierde electrones

CATIÓN:IÓN POSITIVOSE FORMA CUANDO EL ÁTOMO NEUTRO PIERDE UNO O MÁS ELECTRONES DE LA CORTEZA

ANIÓN:ION NEGATIVO SE FORMA CUANDO EL ÁTOMO NEUTRO GANA UNO O MÉS ELECTRONES

Pérdida de un electrón

Li0

Li+1

+ 3 (p+) – 3(e)= 0 + 3 (p+) – 2(e)= +1

CATIÓN

ANIÓN

ganancia de un electrón

+ 9 (p+) – 9(e)= 0 + 9 (p+) - 10(e)= -1

F F0 -1

Especie A ZNo.

protonesNo.

neutrones

No. electrone

s

Clase (E. neutro, catión o anión)

45 21Sc 3+            

206 81Tl+            

131 53 I            

98 42Mo            

Cr 3+            Br 1-            S 2-            

75 33As 3-            

14 7N 3-            Au            

Ejercicio/ Tarea # 2

Instrucciones: Complete la siguiente tabla

ISÓTOPOS

Los isótopos de un elemento en la naturaleza se encuentran en cualquier muestra del elemento El nitrógeno-14 tiene una abundancia relativa del 99.635% g y el nitrógeno-15 tiene

una abundancia relativa de 0.365%.

Los isótopos son átomos del mismo elemento (X) con diferente número de neutrones en su núcleo

H11 H (D)2

1 H (T)31

¿Entiendes que es un isótopo?

2.3

¿Cuántos protones, neutrones y electrones hay en C14

6 ?

¿Cuántos protones, neutrones y electrones hay en C11

6 ?

Número atómico, Masa atómica. Isótopos y Peso o masa atómica

Número de masa (A)= # de protones + # de neutrones

Es el promedio de las masas de los isótopos naturales expresado en uma.

1 uma es 1/12 de la masa de UN átomo de carbono-12. Unidad relativa en masa atómica.

El valor de la tabla es el promedio de masas de todos los átomos del elemento posibles que existen en la naturaleza (isótopos)

Los neutrones no dan propiedades químicas, sólo propiedades de masa.

100

relativa)] abundancia de entajeumas)(porcen isótopo del peso[( atómico Peso

Problema no. 1

Se determinó que el silicio (Si) posee 3 isótopos diferentes: silicio-28, silicio-29 y silicio-30, de masas atómicas: 27.9858 uma, 28.5859 uma y 29.9831 uma con abundancia relativa de 92.2700%, 4.6800% y 3.0500%. Calcule el peso atómico del silicio.

R/ 28.0748 uma

Problema no. 2

El Boro (B) natural consta de 80.00% de boro-11 cuya masa es de 11.01 uma y 20.00% de otro isotopo. Para poder explicar el peso atómico de 10.81 cual debe ser la masa del otro isótopo.

R/ 10.01 uma

Problema no. 3

El galio (Ga) consta de los siguientes isótopos: galio-69 con una masa de 68.926 uma y el galio-71 con una masa de 70.925 uma. El peso atómico calculado para este elemento es de 69.720 uma. Calcule el porcentaje de abundancia de cada uno de los isótopos.

R/ galio-69: 60.28% galio-71: 39.72%

Instrucciones: Realice los siguientes problemas de cálculo de masa o peso atómico.

1. El litio posee dos isótopos: uno con abundancia natural de 7.59% y peso atómico de 6.015122 uma, mientras el otro, posee una abundancia natural de 92.41% y peso atómico de 7.016004 uma. ¿Cuál es la masa atómica media del litio?

2. El bromo posee dos isotopos naturales. Uno de los isotopos tiene masa de 78.918338 uma y abundancia de 50.69%. Calcule la abundancia porcentual y peso atómico del segundo isotopo .

3. Hay dos isótopos naturales del nitrógeno, el nitrógeno-14 y el nitrógeno-15 cuyas masas son 14.0031 uma y 15.0001 uma respectivamente. Empleando el peso atómico del nitrógeno de 14.006 uma determine el porcentaje de abundancia de cada isótopo.

Ejercicio/ Tarea # 3

ARREGLO ELECTRÓNICO DE LOS ÁTOMOS

MODELO ACTUALEl átomo está formado por un núcleo donde se encuentran neutrones y protones, y los electrones giran alrededor en diferentes orbitales.

ORBITAL: ZONA DEL ESPACIO EN TORNO AL NÚCLEO DONDE LA POSIBILIDAD DE ENCONTRAR AL ELECTRÓN ES MÁXIMALos electrones se sitúan en orbitales, los cuales tienen capacidad para situar dos

de ellos:• 1ª capa: 1 orb. “s” (2 e–)• 2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) • 3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)

5 orb. “d” (10 e–) • 4ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)

5 orb. “d” (10 e–) + 7 orb. “f” (14 e–)

Primero se indica el nivel que es el número cuántico principal n

Los valores del número cuántico L (subnivel) indican la letra del orbital que corresponde: (L=0 es s ; L=1 es p ; L=2 es d ; L=3 es f)

Los valores de m indican los diferentes orbitales que caben en cada subnivel.

En cada orbital solo caben dos electrones uno girando de un lado y otro del otro+1/2 y –1/2 número de spin

s2

p6

d10

f14

s2

p6

d10

f14

n = 1, 2, 3, 4, ... (nº de capa o nivel)

l = 0, 1, 2, ... (n – 1) (forma del orbital o subnivel)

m = – l, ... , 0, ... L (orientación orbital o orbital)

s = – ½ , + ½ (spín rotación del electrón )

Cada electrón viene determinado por 4 números cuánticos: n, L, m y s (los tres primeros determinan cada orbital, y el cuarto “s” sirve para diferenciar a cada uno de los dos e– que componen el mismo).

Números cuánticos.

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. n indica los diferentes niveles electrónicos (órbitas estacionarias en el modelo de Bohr).

1. Número Cuántico Principal (n): Nivel de energía (1 a 7). Tamaño del orbital

Energías relativas entre subniveles:

s < p < d< f Dos factores controlan la energía

de un orbital: su tamaño y forma.

A mayor tamaño y forma más compleja, requiere más energía.

2. Número cuántico secundario o azimutal (L): corrección de Sommerfeld

SUBNIVELES ELECTRÓNICOS

Sommerfeld modificó el modelo de Böhr considerando que las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas; esta modificación exige disponer de dos parámetros para caracterizar al electrón.

Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal (l), cuyos valores permitidos son: L= 0, 1, 2, ..., n – 1

Por ejemplo, si n = 3, los valores que puede tomar L serán: 0, 1, 2

3. Número cuántico magnético (m).FORMA DEL ORBITAL

Indica las posibles orientaciones en el espacio que puede adoptar la órbita del electrón cuando éste es sometido a un campo magnético externo (efecto Zeemann). Valores permitidos: - L, ..., 0, ..., + L

Por ejemplo, si el número cuántico secundario vale L= 2, los valores permitidos para m serán: -2, -1, 0, 1, 2

El efecto Zeemann se debe a que cualquier carga eléctrica en movimiento crea un campo magnético; por lo tanto, también el electrón lo crea, así que deberá sufrir la influencia de cualquier campo magnético externo que se le aplique. Aplicando un campo magnético a los espectros atómicos las rayas se desdoblan lo que indica que deben existir diferentes orientaciones posibles .

FORMAS Y TAMAÑOS DE LOS ORBITALES

Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del valor del número cuántico principal, asi un orbital 3s tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2s.

Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje. La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres orbitales p (m=-1, m=0 y m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z.

Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2)

Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que

corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).

4. Número cuántico de espín (s)ROTACIÓN DEL ELECTRÓN.

Indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Puede tomar sólo dos valores para el electrón: +1/2, -1/2.

Ejemplo:

a) Establezca cuáles de las siguientes series de números cuánticos serían posibles y cuáles imposibles para especificar el estado de un electrón;b) diga en que tipo de orbital atómico estarían situados los que son posibles Series n l m

s I 0 0 0

+½ II 1 1 0 +½ III 1 0 0 –½ IV 2 1 –2 +½ V 2 1 –1 +½

• Imposible. (n < 1)• Imposible. (l = n)• Posible. Orbital “1 s”• Imposible (m -1,0,1)• Posible. Orbital “2 p”

Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de sus electrones en los diferentes orbitales , teniendo en cuenta que se van llenando en orden creciente de energía y situando 2 electrones como máximo en cada orbital .

Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de sus electrones en los diferentes orbitales , teniendo en cuenta que se van llenando en orden creciente de energía y situando 2 electrones como máximo en cada orbital .

LA TABLA PERIÓDICA SE ORDENA SEGÚN EL NÚMERO ATÓMICO, como es el número de protones pero coincide con el de electrones cuando el átomo es neutro, la tabla periódica queda ordenada según las configuraciones electrónicas de los diferentes elementos.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

DIAGRMAS DE ORBITALES

COLOCACIÓN DE LOS ELECTRONES EN UN DIAGRAMA DE ENERGÍA

COLOCACIÓN DE LOS ELECTRONES EN UN DIAGRAMA DE ENERGÍA

Se siguen los siguientes principios:• Principio de mínima energía (aufbau)• Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund)• Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli.

Principio de mínima energía (aufbau)

• Se rellenan primero los niveles con menor energía.• No se rellenan niveles superiores hasta que no

estén completos los niveles inferiores.

Principio de máxima multiplicidad (regla

de Hund)

• Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando lo más desapareados posible en ese nivel electrónico.

• No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel de igual energía están semiocupados (desapareados).

Los tres primeros números n, l y m determinan un orbital específico Dos electrones pueden tener estos tres números cuánticos iguales, pero si es así,

deben tener valores diferentes de m, el número cuántico del spin. O bien dos electrones pueden ocupar el mismo orbital y que estos electrones

deben tener espines opuestos.

Principio de exclusión de Pauli.

“No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales en un mismo átomo”

TIPOS DE CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

1. Configuración estándar: Se representa la configuración electrónica que se obtiene del rayado electrónico a continuación. Recuerda que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen teniendo en cuenta la cantidad de electrones.

2. Configuración condensada Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar, se pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII A), donde el número atómico del gas, coincida con el número de electrones que llenaron el último nivel. Los gases nobles son (He , Ne, Ar , Kr , Xe y Rn ).

TIPOS DE CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

3. Configuración desarrollada Consiste en representar todos los electrones de un átomo, empleando flechas para simbolizar el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund.

4. Configuración semidesarrollada Esta representación es una combinación entre la configuración condensada y la configuración desarrollada . Aquí solo se representan los electrones del último nivel de energía.

Ejemplo de los 4 tipos de configuración electrónica para el 24 Cr

54

LA TABLA PERIÓDICA.

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Clasificación de Mendeleiev

Finales del siglo XIX (1872)Clasificó los 63 elementos según sus masa atómicas creciente.Agrupó en filas y periodos. Dejó huecos para elementos que aún no se habían

descubierto.

Ley periódica:“Las propiedades físicas y químicas de los elementos

varían periódicamente al aumentar la masa atómica”

TABLA PERIODICA ACTUAL

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Henry Moseley (1913)Orden de acuerdo a la cantidad de protones o el

número atómico.

Ley periódica moderna: "Si los elementos se colocan según aumenta su número

atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas".

Conformación Tabla Periódica 7 filas horizontales: periodos 18 columnas verticales: grupos

- Grupo A: elementos representativos.- Grupo B: elementos de transición.

Transición interna (tierras raras): 14 elementos en series Lantánida y Actínida.

Lantánida

Actínida

Períodos

Grupos

“Tierras raras”

Elementos de transición

58

59

Bloque Grupo Nombres Config. Electrón.

s 12

AlcalinosAlcalino-térreos

n s1

n s2

p

131415161718

TérreosCarbonoideosNitrogenoideosAnfígenosHalógenosGases nobles

n s2 p1

n s2 p2

n s2 p3

n s2 p4

n s2 p5

n s2 p6

d 3-12 Elementos de transición n s2(n–1)d1-10

f El. de transición Interna (lantánidos y actínidos) n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14

Grupos de la Tabla Periódica

Diagrama del sistema periódico según orbitales

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PROPIEDADES PERIODICAS

TAMAÑO ATÓMICO (Radio atómico)

“Distancia de los electrones de valencia

hasta el núcleo” A mayor número de protones, aumenta la carga positiva lo que hace que los electrones se acerquen y disminuya su radio atómico.

Es la energía mínima (kJ/mol) necesaria para extraer un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental y formar un catión.

Aumento en la Energía de ionización

ENERGÍA DE IONIZACIÓN

La electronegatividad de un elemento mide la tendencia relativa del átomo a atraer los electrones hacia sí

cuando se combina químicamente con otro átomo.

ELECTRONEGATIVIDAD

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Es una indicación de la habilidad de los átomos de donar electrones. Se oxidan, mayor fuerza reductora

CARÁCTER METÁLICO

PROPIEDADES QUÍMICAS

Por lo general poseen 1 a 3 electrones de valencia

Forman cationes por pérdida de electrones

Forman compuestos iónicos con no metales

Los metales puros se caracterizan por el enlace metálico.

Los metales más químicamente reactivos están a la izquierda y abajo en la tabla.

PROPIEDADES FÍSICAS

Altos ptos. de fusión y ebullición.

Brillantes

Color plateado a gris

Alta densidad

Formas de sólidos cristalinos.

METALES

PROPIEDADES QUÍMICAS

Contienen cuatro o más electrones de valencia.

Forman aniones por ganancia de electrones cuando generan compuestos.

Forman compuestos iónicos con metales.

Forman compuestos covalentes con otros no metales.

PROPIEDADES FÍSICAS

Son amorfos.

Poseen colores variados.

Son sólidos, líquidos o gases.

Poseen bajos puntos de fusión y ebullición.

Tienen baja densidad.

NO METALES

¡¡¡GRACIAS!!!