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OBJETIVOS : Conocer la notación simbólica, las partes y las partículas que conforman un sistema atómico. Comprender las diversas teorías que sirvieron de base a los diferentes modelos sobre la estructura del átomo. Desarrollar las configuraciones electrónicas, determinar los niveles, subniveles de energía y la ubicación en la tabla periódica de los átomos. Diferenciar los tipos de uniones químicas de acuerdo a los elementos que conforman el compuesto. Inferir las propiedades de los compuestos de acuerdo a la unión que presentan. INTRODUCCIÓN TEÓRICA El núcleo está formado fundamentalmente por dos clases de partículas: protones (con carga positiva) y neutrones (sin carga) y concentra la mayor parte de la masa del átomo. Los electrones (partículas con carga negativa) rodean el núcleo del átomo en diferentes niveles de energía. Así cada átomo neutro contiene un número de protones que es exactamente igual al número de electrones y determina su identidad, este número recibe el nombre de número atómico de dicho elemento, simbolizado con la letra “Z”. El número de masa de un átomo es la suma del número de protones y neutrones en el núcleo de un átomo, y se simboliza con la letra “A”, es siempre un número entero. Normalmente se simboliza al átomo de la siguiente maneraXA

Z , donde X es el símbolo del elemento. Los isótopos son átomos de un mismo elemento que poseen igual número de electrones y protones y distinto número de neutrones. Por lo tanto, isótopos son átomos que tienen el mismo número atómico pero distinto número de masa. Estos presentan (generalmente) iguales propiedades químicas y se diferencian en las propiedades físicas. El número de masa de un isótopo no es exactamente igual a la masa atómica relativa. Para determinar las masas atómicas relativas de los elementos se hace un promedio “ponderado” de las masas atómicas relativas de cada isótopo perteneciente a dicho elemento. Promedio ponderado significa que se tiene en cuenta la abundancia isotópica en la naturaleza. Por ejemplo el cloro se presenta en la

naturaleza como 35

17 Cl 75,40% y 3717 Cl 24,60%

45,35100

6,24374,7535 =×+×=Ar

Podemos ver que 35,45 es el valor de la masa atómica relativa del cloro que depende de la abundancia relativa de los dos isótopos que posee. De la misma manera podemos calcular para el átomo Cl37

17 las partículas subatómicas que lo

constituyen. El núcleo está constituido por 17 protones (Z) y 20 neutrones (N = A – Z = 37 – 17), como el átomo es neutro también posee 17 electrones.

Estructura electrónica de los átomos

La mecánica cuántica establece que se requieren cuatro números cuánticos para describir el ordenamiento electrónico de cualquier átomo (configuración electrónica) y desempeñan papeles importantes para describir los niveles de energía de los electrones y la forma de los orbitales que indica la distribución espacial del electrón. Estos números se derivan de la solución matemática de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno.

CÁTEDRA: QUÍMICA GUÍA DE PROBLEMAS Nº2

TEMA: ESTRUCTURA ATÓMICA Y UNIONES QUÍMICAS

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Un orbital es simplemente una función matemática a la que se le puede asignar un significado físico. Representa una región en un átomo en la que hay probabilidad de encontrar un electrón. A continuación, se define cada número cuántico y se describe el rango de valores que abarca: - Número cuántico principal (n): describe el nivel de energía que el electrón ocupa. Puede

ser cualquier número entero positivo 1, 2, 3.......7. Se relaciona con la distancia radial media entre el electrón y el núcleo; como la distancia y la energía están vinculadas, el valor de este número cuántico está relacionado con la energía asociada al electrón y con el volumen o tamaño del orbital.

- Número cuántico de momento angular o azimutal (l): Depende del valor del número cuántico principal, identifica al subnivel de energía del electrón e indica la forma de los orbitales. Cada subnivel (s, p, d, f) está caracterizado por un valor del número cuántico azimutal. Los valores de l son números enteros desde 0 hasta n-1. Número cuántico azimutal = 0, 1, 2, 3, 4 ..........(n-1) ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ Letra que designa el subnivel = s, p, d, f, g ............

- Número cuántico magnético (ml ): indica la orientación espacial del orbital. Puede tomar valores integrales de – l pasando por 0 hasta + l. Estas diferentes orientaciones espaciales de los orbitales no implican un diferente contenido energético.

El conjunto de estos tres números cuánticos determinan la energía, forma y orientación de la órbita que describe el electrón y que se denomina orbital.

Número cuántico de spin electrónico (ms): Describe el giro del electrón en torno a su propio eje. Este giro puede hacerlo sólo en dos direcciones opuestas entre si; por ello puede tomar los valores de +1/2 y –1/2 que indican un sentido de giro igual o contrario al de las agujas del reloj. En cada orbital atómico descripto por: n, l y ml pueden acomodarse sólo dos electrones, uno con ms =+1/2 y otro con ms = -1/2.

Resumiendo: El nivel está caracterizado por n

El subnivel está caracterizado por l El orbital está caracterizado por n, l, ml El electrón está caracterizado por n, l, ml, ms

Para construir la configuración electrónica (ordenamiento electrónico) de un átomo debemos tener en cuenta ciertas reglas y principios. Ellas son:

• El Principio de Exclusión de Pauli. • El Principio de Aufbau (o Principio de construcción) • La Regla de máxima multiplicidad de Hund. Existe una regla nemotécnica para recordar el orden de energía creciente de los subniveles atómicos que consiste en disponer a los mismos según el esquema de la figura y ordenarlos según la serie de líneas diagonales El orden es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d............. Para escribir la configuración electrónica se indican, los orbitales atómicos como __, los electrones desapareados como ↑ y los electrones de giros apareados como ↑↓ . El electrón desapareado es aquel que se encuentra solo en el orbital.

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1s Diagrama que ayuda a recordar el orden de 2s 2p Aufbau en los orbitales atómicos. 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p PROPIEDADES PERIÓDICAS La repetición periódica de configuraciones electrónicas similares determina cierta periodicidad en las propiedades físicas y químicas de los elementos. En la tabla periódica se evidencia un cambio desde los elementos metálicos en la izquierda a los elementos no metálicos a la derecha. Radio atómico: Basado en las distancias que separan los núcleos de átomos cuando están unidos químicamente. “Radio atómico de enlace”. Se puede generalizar que el r:

✔ decrece al aumentar z en un período en los bloques s y p ⇒⇒⇒⇒ aumenta la carga nuclear efectiva.

✔ aumenta al aumentar z en un grupo ⇒⇒⇒⇒aumento de “n” de electrones externos. Observar que la contracción de los lantánidos da como resultado un decremento en el radio atómico para los elementos que se ubican en el bloque f. Radio iónico: Distancia entre los centros de cationes y aniones vecinos Al igual que el tamaño de un átomo, el de un ión depende de: � la carga nuclear efectiva, � Número de electrones que posee � de los orbitales en los que residen los electrones externos Energía de ionización (I): Es la mínima energía necesaria para eliminar 1 electrón de un átomo en estado gaseoso (o un ión) en su estado basal. M(g) →→→→ M+(g) + e-(g) I = E (M+, g) – E (M, g)

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✔ Las primeras energías de ionización son menores en la parte izquierda baja de la tabla periódica y mayores en la parte superior derecha.

✔ Las ionizaciones sucesivas de una especie requieren energías cada vez más altas. Afinidad electrónica (AE): Cambio de energía que se produce cuando un átomo en estado gaseoso adquiere un electrón para formar un anión. M (g) + e-(g) →→→→ M - (g) AE = E (M-, g) – E (M, g) Las afinidades electrónicas son mayores para los elementos cercanos al flúor en la tabla periódica. Electronegatividad: “ (χ) Es una medida de la capacidad de un átomo en una molécula para atraer hacia sí mismo los electrones de un enlace. En general los electrones que participan en un enlace covalente están más cercanos del átomo con mayor valor de χ y la carga parcial negativa (δ-) se sitúa sobre ese átomo. De manera equivalente, la carga parcial positiva (δ+) queda en el átomo con valor más pequeño de χ. Linus Pauling logró asignar un valor a cada uno de los elementos de la tabla periódica, analizando información experimental. La tendencia de χ es que incrementa al avanzar de izquierda a derecha en un periodo y disminuye de arriba abajo en un grupo. El valor máximo de χ lo tiene el flúor (4,0) y el mínimo corresponde al Cesio y Francio (0,70). PREDICCIÓN DEL TIPO DE ENLACE: la diferencia de χ de dos átomos que se enlazan puede usarse como una guía para proponer el tipo de enlace que existe entre ellos. Cuando la diferencia (χA-χB) es muy grande, el enlace entre A y B es iónico. Si χA-χB es pequeña, el enlace entre A y B es covalente polar. Finalmente, si χA-χB es cero, se trata de un enlace covalente no polar entre A y B. Este criterio es arbitrario y falible, pero sirve como una guía para predecir el enlace entre dos átomos. UNIONES QUÍMICAS Se denomina a la fuerza que actúa entre dos átomos o grupo de átomos con intensidad suficiente como para mantenerlos juntos. Los átomos al combinarse con otros para formar una unión química tienden a lograr la configuración electrónica del gas noble más próximo ya que esta es mas estable. Fórmulas puntuales de Lewis: Cuando los átomos interactúan para formar enlaces químicos sólo entran en contacto las regiones exteriores, razón por la cual al estudiar el enlace químico se consideran sobre todo los electrones de valencia (electrones más externos). Un símbolo de puntos de Lewis está formado por el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia del átomo. Ej: el C cuya configuración electrónica externa es 2s22p2, tiene 4 electrones en su último nivel, por lo tanto utilizando las fórmulas puntuales de Lewis se representaría como •••• •••• C •••• •••• Las fórmulas puntuales de Lewis también pueden emplearse para representar a los electrones de valencia en los átomos que forman un enlace iónico, o un enlace covalente en la molécula o ión poliatómico. Escritura de las estructuras de Lewis: se deben seguir las siguientes indicaciones

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1) Se calcula N, el número de electrones en la capa de valencia que requieren todos los átomos de la molécula o ión para adquirir la configuración de gas noble.

2) Se calcula A, el número de electrones disponibles en la capa de valencia de todos los átomos. Para iones con carga negativa, se suma el número de electrones igual a la carga del ión, para iones de carga positiva se resta igual número de electrones que la carga del ión.

3) Se calcula S, el número total de electrones compartidos en la molécula o ión, S=N-A. 4) Elegir un esqueleto razonable para la molécula o ión: el átomo menos electronegativo

suele ser el elemento central, excepto el H. Los átomos de O no se enlazan entre sí, excepto en O2 y O3. En los ácidos los H se enlazan a los átomos de O y no al átomo central, excepto en los hidrácidos (HCl, HF) y en el amoníaco.

5) Se colocan los electrones S en el esqueleto como pares compartidos usando dobles y triples enlaces, en caso de ser necesario. Las fórmulas pueden representarse mediante las fórmulas puntuales de Lewis o guiones, cada guión representa un par de electrones compartidos.

6) Se colocan electrones adicionales en el esqueleto como pares electrónicos no compartidos para llenar el octeto de cada elemento, excepto para el H que sólo puede compartir 2. Se comprueba que el número total de electrones sea igual a A.

Enlace iónico: Ocurre entre átomos cuya diferencia de electronegatividad es notable, y su característica esencial es que hay una transferencia completa de electrones desde un átomo a otro con formación de cationes (iones positivos) y aniones (iones negativos). Por lo general, mientras más distantes se encuentran dos elementos en la tabla periódica, mayor probabilidad existe que formen un compuesto iónico. Enlace Covalente: Unión en la cual los electrones de la unión son compartidos por dos átomos. Los enlaces covalentes pueden ser polares o no polares. En un enlace no polar el par de electrones se comparte por igual entre los átomos involucrados que atraen dicho par con la misma fuerza como es el caso de la molécula de H2. Los enlaces covalentes, como el del HF se conocen como enlaces covalentes polares, en el cual el par de electrones se comparte en forma desigual; ya que el átomo de flúor atrae con mayor fuerza los electrones involucrados en la unión que el átomo de hidrogeno, debido a su mayor electronegatividad. El par de electrones compartidos se representa normalmente con una sola línea, por ejemplo el enlace covalente de la molécula de H2 se puede escribir H H. PROBLEMAS RESUELTOS EJEMPLO N°1 a- Realizar la configuración electrónica del átomo de Cl, cuyo número atómico es 17. b- Indicar período al cual pertenece y número de electrones en el nivel de valencia c- Dar los valores de los números cuánticos para el electrón número 9 Solución:

a- Siguiendo la tabla anterior, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 b- Teniendo en cuenta la configuración electrónica vemos que se encuentra en el

período 3 y posee 7 electrones en el nivel más externo (nivel de valencia) c- Si nos fijamos en la configuración electrónica para el cloro el electrón número 9 se

encuentra en 2p5, lo que nos da los siguientes valores de los números cuánticos:

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n= 2, l = 1, ml = 0, ms = ½. Cabe aclarar que ml puede tomar cualquiera de los tres valores permitidos –1, 0, -1.

EJEMPLO N°2 Analizar la unión entre el F y el Li para formar el fluoruro de litio y entre H y O para formar agua. Solución: Si escribimos las configuraciones electrónicas del Li y del F, observamos que el átomo de Li posee un electrón en su último nivel y este le impide tener la configuración del gas noble anterior (He), y al átomo de flúor le falta un electrón para adquirir la configuración electrónica del Ne. Al emplear las fórmulas puntuales de Lewis para representar la unión:

. Li + :.F••

••

−••

••

+

::FLi

Los átomos de Li pierden un electrón para formar iones Li+ que sólo contiene 2 electrones, el mismo número que el gas noble precedente, helio. Se dice que los iones litio tienen la estructura electrónica del helio; es decir, el Li+ es isoelectrónico con el helio. Cuando dos o más especies (neutras o iónicas) poseen igual número de electrones de valencia se denominan isoelectrónicas. El átomo de F toma el electrón cedido por Li y forma el anión fluoruro que posee la configuración electrónica del Ne.

Para el agua: H2O H ••

••O H. Nótese que algunos electrones de valencia no intervienen

en la formación del enlace. Solo 2 electrones del O son compartidos con los átomos de H. Así el átomo de O posee 8 electrones en su último nivel y el de H 2 al formar la unión. Dado que el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno, la unión covalente será polar. EJEMPLO N°3 ¿Qué elemento o ión tiene mayor radio de los siguientes pares?

a) Li o Na: el Li y el Na pertenecen al mismo grupo pero el Na tiene mayor n y dado que el radio aumenta de arriba hacia abajo con el aumento del número cuántico principal “n”, el Na tendrá mayor tamaño que el Li

b) F o F-: el ion F- para adquirir la configuración de gas noble adquiere 1 electrón por lo que se expande su nube electrónica y aumenta el tamaño haciendo que el ion F- tenga mayor tamaño que el átomo de F.

c) Mg2+ o Al3+: Mg2+ pierde dos electrones y el Al3+ pierde 3 electrones se desocupan orbitales externos se contrae; por lo que el Mg2+tendrá mayor tamaño.

EJEMPLO N°4 ¿Cuántos electrones de valencia hay en cada uno de los siguientes átomos? Si, N, Al, O y Cl. Si: pertenece al Grupo 14, tendrá 4 electrones de valencia N: pertenece al Grupo 15, tendrá 5 electrones de valencia Al: pertenece al Grupo 13, tendrá 3 electrones de valencia O: pertenece al Grupo 16, tendrá 6 electrones de valencia

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Cl: pertenece al Grupo 17, tendrá 7 electrones de valencia EJEMPLO N°5 Realizar la unión química en el ácido sulfúrico y en el ión sulfato de acuerdo a la escritura de las estructuras de Lewis.

Ejemplo: Para H2SO4: electrones necesarios. A electrones disponibles

electrones compartidos (6 pares de electrones compartidos). Para H2SO4: Para SO4

2-:

Para SO4

2-: N = electrones necesarios A = 32 electrones disponibles electrones compartidos (4 pares de electrones compartidos). Preguntas de repaso: 1.- Complete las siguientes aseveraciones: a) Cuando n=2, los valores de l pueden ser…………. y……………. b) Cuando l=1, los valores de ml pueden ser ……, …….. y ……., y el subnivel se representa por la letra….. c) Cuando l=2, el subnivel se llama…….. d) Cuando el subnivel se llama s, el valor de l es ……y ml tiene el valor de……… e) Cuando el subnivel llama p, hay ……..orbitales dentro de ella. f) Cuando el subnivel se llama f, hay ……… valores de ml, y hay ……..orbitales dentro de ellas. 2.- Diga cuál de los siguientes conjuntos de números cuánticos es posible. Si el conjunto es inválido, explique brevemente por qué no es correcto. a) n=3, l=3, ml=0 (d) n=2, l=1, ml=0 b) n=3, l=0, ml= -2 (e) n=6, l=0, ml=1 c) n=4, l=3, ml= -4 3.- La estructura electrónica de un átomo de F, es: (Justificar su respuesta) a) 1s22s22p5 c) 1s22s22p23s23p1 b) 1s22s22p43s1 d) 1s22s22p3 4.- A medida que la diferencia de electronegatividades entre dos elementos disminuye, la tendencia de los elementos a formar un enlace covalente: aumenta, disminuye, permanece igual o algunas veces se incrementa y otras decrece. Justificar. 5.- Discute la posición del hidrógeno en la tabla periódica de acuerdo a su configuración electrónica.

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EJERCITACION 1.- a) ¿Cual es el número másico y el número atómico de un elemento cuyo núcleo atómico contiene 14 protones y 13 neutrones? b) Calcule el número de electrones y neutrones que hay en el átomo cuyo Z=11 y A=23. c) El Neón de Z=10 forma tres isótopos con A = 20, 21 y 22 respectivamente. Indique para cada uno de ellos el número de neutrones. d) ¿Cuál es la composición nuclear de los seis isótopos naturales del calcio, cuyos números de masa son: 40,42, 43, 44, 46 y 48? 2.-Conociendo el porcentaje y número másico de los isótopos del cloro y del plomo hallar la masa atómica relativa de cada uno de los dos elementos: 3.- a) Escribir la configuración electrónica de los siguientes elementos: B, N, K, Br y Ba. b) Con la ayuda de la tabla periódica, ¿Qué elementos tienen las siguientes configuraciones electrónicas? I) 1s22s22p63s2 II) 1s22s22p63s23p1 III) 1s22s22p63s23p64s23d8 IV) 1s22s22p63s23p64s23d5 Determinar con la configuración electrónica a qué grupo y periodo pertenece los dos primeros átomos. 4.- a) Indique los números cuánticos para los electrones p del cloro en su estado fundamental. b) Para el inciso anterior, indique los números cuánticos n y l que corresponden a los electrones desapareados que posea el cloro. 5.- Un átomo neutro posee 2 electrones con n = 1, 8 electrones con n = 2, 8 electrones con n = 3 y 2 electrones con n = 4. Asumiendo que este elemento se encuentra en su estado basal, indique: a) Número atómico b) Número total de electrones s, p y d. 6.- Dados los siguientes elementos: A (Z=5), B (Z=13) y C (Z=31). Razone la validez de las siguientes afirmaciones: a) pertenecen al mismo periodo b) pertenecen al mismo grupo c) el elemento C pertenece al 4to periodo. 7.- a) Escribe la configuración electrónica de los siguientes iones: Na+, F-, Mg+2, Al+3, S2- y O2- b) Indicar cuáles son isoelectrónicos. Justifique 8.- a) Realizar la configuración electrónica de los siguientes átomos: H, K, Ca, He, Al, Ba, S, Cl, Li

Elemento Z A % del isótopo 17 35 76 Cloro 17 37 24 Plomo 82 204 1,50 82 206 23,60 82 207 22,60 82 208 52,30

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b) ¿Cuántos electrones de valencia tiene cada átomo? c) Indicar cuántos electrones deben ganar o perder las siguientes especies químicas para adquirir la estructura de gas noble: Un átomo de Ba, un átomo de S, un ion cloruro. 9.- En base a la configuración electrónica de los siguientes iones y átomos, indicar: a) ¿Cuáles de los siguientes son isoelectrónicos: Cl-, O2-, F, Ca2+, Fe3+? b) ¿Por qué el Mg2+ es más pequeño que el F-, aunque ambos son iones isoelectrónicos? c) Las siguientes son especies isoelectrónicas: Cl-, K+ y Ca2+. Clasificarlos en orden creciente de: radio, energía de ionización y afinidad electrónica.

10.- Ordene en orden creciente de energía de ionización los miembros de los siguientes grupos de elementos: a) metales alcalinos, b) halógenos. Justifique 11.- Represente según la notación electrónica de Lewis: a) átomo de flúor b) ion fluoruro c) átomo de carbono d) ion magnesio e) átomo de oxigeno f) ion aluminio g) átomo de azufre 12.- A. Predecir el tipo de enlace que se formaría entre los siguientes pares de átomos: a) H y F b) Na y Cl c) O y H d) N y H B. Representar la unión de acuerdo a la notación de Lewis 13.- Clasifica y representa el enlace de las siguientes moléculas como iónico, covalente o covalente polar: HCl, NH3, Cl2, CaS, SO2 y MgCl2, H2S. 14.- a) Calcular la cantidad de electrones compartidos para los siguientes compuestos e iones b) Dibuje la estructura de Lewis para cada uno y señale que tipo de unión se establece a) Molécula de nitrógeno. b) Acido Bromhídrico. c) Cloruro de sodio. d) Yoduro de Calcio. e) Agua f) Trióxido de azufre g) Amoníaco h) Ácido nítrico i) Dióxido de carbono j) Ion nitrito k) Ion clorato l) Ion carbonato