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Tema 2: Atomos, moléculas e iones
Estructura atómica. Configuración electrónica
La tabla periódica. Propiedades periódicas
- El enlace covalente. Estructuras de Lewis
G
í
i
- Geometría y polaridad molecular.- Teoría del enlace-valencia. Hibridación
Configuración electrónica
Protones de
Rutherford, 1919
Neutrones de James
Chadwick, 1932
Electrones de Thomson, 1897
El papel de la espectroscopía
La espectroscopía es el estudio de la interacción entre la
radiación
electromagnética
y la materia, con aplicaciones en química, física y
astronomía, entre otras disciplinas científicas.
,^
p
La organización de los electrones en los átomos da lugar a diferentesniveles energéticos o estados energéticos. Los átomos pueden absorber o emitir energía para pasar de unnivel energético a otro
. Cuando los átomos absorben energía emiten
radiación electromagnética.
Tanto la energía emitida como la energía
absorbida son características de cada átomo ya que dependen de susniveles energéticos
. El estudio de la radiación emitida o absorbida por
los átomos (espectro de emisión o de absorción) nos proporcionainformación sobre sus niveles energéticos y sobre su identidad.
Espectros de emisión
Frecuencia (Hz
)
Longitud de onda(nm)
Rayosgamma
Rayos X
Ultravioleta
Infrarojos
Microondas
Ondas de
radio
Tipo deradiación
gamma
violeta
radio
Espectro de línea
Metalesalcalinos (monovalentes)^ El
t
Litio (Li)Sodio (Na)Potasio (K)Calcio (Ca)
500
600
El
ementosalcalino-terreos (divalentes) Metales (divalentes)
Estroncio (Sr)Bario (Ba)Zinc (Zn)Cadmio (Cd) Mercurio (Hg)Hidrógeno (H)Helio (He)Neón (Ne) Argón (Ar)
Configuración electrónica
Es la distribución de los electrones en los
diferentes orbitales del átomo; cada orbital seidentifica con una zona del espacio en el entorno
ú
í
del núcleo y lleva asociado un valor de energía.Los orbitales vienen especificados por losnúmeros cuánticos:– n = 1, 2, 3, 4…; número cuántico principal
n
1, 2, 3, 4…; número cuántico principal
– l
= 0,1….n-1; número cuántico del momento angular
l
l
; número cuántico magnético
Números cuánticos y orbitales
Número cuántico principal, n, determina eltamaño del orbital; n = 1, 2, 3…; a mayor nmayor tamaño y también mayor energía.
y
y
y
g
Número cuántico del momento angular,
l
, está
relacionado con la forma del orbital:
l^
= 0, 1, 2…(n-1)
l
orbital tipo s
l
= 0, orbital tipo s
l
= 1, orbital tipo p
l
= 2, orbital tipo d
l
= 3, orbital tipo f
La energía de losorbitales es diferentesegún el tipo: s<p<d<f
Configuración electrónica
Es la distribución de los electrones entre los diferentesorbitales del átomo. Para obtenerla se siguen lassiguientes reglas:•
Principio aufbau:
- Los electrones ocupan los orbitales de menor energía;
el orden de llenado se estableció experimentalmente.
Principio de exclusión de Pauli:
- Dos electrones de un átomo no pueden tener los cuatro
números cuánticos iguales. Esto supone que un orbitalsólo pueda estar ocupado por dos electrones.
Regla de Hund:
- Los electrones ocupan inicialmente los orbitales de
idéntica energía de forma desapareada.
Orden de llenado de las subcapas
electrónicas
Los
electrones
“llenan”
los
orbitales
de
menor energía (
principio de Aufbau
)
Tema 4: Estructura atómica
C 6 electronesB 5 electronesBe 4 electrones Li 3 electrones
Energía
H 1 electrónH 1s
1
He 2 electronesHe 1s
2
Li 1s
2
2s
1
Be 1s
2
2s
2
B 1s
2 2s
2
2p
1
C 1s
2 2s
2
2p
1
p
1
El principio de aufbau y la regla de
Hund
Llenado de los orbitales
p
Indica cuáles de las siguientes designaciones de orbitales atómicos son imposibles: 7s, 1p, 5d, 4f, 2p, 3f 2.
Cuáles de los siguientes números cuánticos listados en orden n,
l
,m,ms son imposibles para un electrón en un
átomo? a) 4,3,1,1/
b) 3,3,-3,-1/2 c) 2,0,2,1/
d) 4,3,0,1/
e) 3,2,-2,1 3.
¿Cuántos orbitales de un átomo pueden tener el número cuántico o la designación siguientes?
4s, 3p, 3p
x
, n=4, 6d, 5d, 5f, 7s.
- Hallar el número total de electrones s, p y d en cada unode los siguientes: a) Si; b) Ar; c) Ni; d) Zn; e) Rb
. ¿Violaría la regla de Hund alguna de las siguientes configuraciones electrónicas?1s
2
; 1s
2
2s
2
2px
2
; 1s
2
2s
2
2px
2
2py
1
; 1s
2
2s
2
2px
1
2py
1
2pz
1
l
. Indicar los números cuánticos n,
l
, m
l^
para el electrón
de más energía (o uno de los de más alta energía si eshay mas de uno) en los siguientes átomos en sus estadosfundamentales: a) S; b) V; c) Br; d) Ce; e) Se; f) Cd; g) Na;h) Ir. 7
Clasificar cada una de las siguientes configuraciones
7
. Clasificar cada una de las siguientes configuraciones electrónicas atómicas como (i) un estado fundamental, (ii)un estado excitado o (iii) un estado prohibido:a) 1s
2
2s
2
2p
5
3s
1
; b) [Kr]4d
10
5s
3
; c) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
8
4s
2
d) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
1
; e) 1s
2
2s
2
2p
10
3s
(^2)
3p
5
La tabla periódica
ElementosrepresentativosGases nobles
CincCadmioMercurioLantánidos
Metales detransición
Actínidos
Los metales tienden a perder electrones
Los no metales tienden a ganar electrones
Na
: [Ne]
Al
3+
: [Ne]
F
-^ : 1s
2
2s
2
2p
6
or [Ne]
O
2-
: 1s
2
2s
2
2p
6
or [Ne]
N
3-
: 1s
2
2s
2
2p
6
or [Ne]
Na
Al
3+
F
-^
O
2-
y N
3-
son isoelectrónicos con Ne
Na
, Al
3+
, F , O
2
, y N
3
son isoelectrónicos con Ne
¿Qué átomo neutro es isoelectrónico con el ión H
-^
H
-^ : 1s
2
Misma configuración electrónica que He
Radio Atómico
Radio covalente, radio metálico y radio iónico
AUMENTO DEL RADIO ATOMICO
O DEL RADIO ATOMICOAUMENTO
Radios catiónicos
Radios aniónicos
Comparación de los radios atómicos con los radios iónicos
Radio (pm)
Radio (pm)
Número atómico
Número atómico
Cationes y aniones de los elementos representativos
Electronegatividad de los elementos habituales
Aumento de la electronegatividad
dad de la electronegatividAumento
Propiedades periódicas de los elementos
Electronegatividad
ctronegatividadElec
El enlace covalente
Visión general de la teoría de Lewis.Introducción al enlace covalente.Escritura de las estructuras de Lewis.Excepciones a la regla del octeto.Resonancia.Polaridad de enlace.
Visión general de la teoría de Lewis (1916)
Los electrones, especialmente los que están en la capa másexterna o de valencia, juegan un papel fundamental en elenlace químico.
En algunos casos se transfieren electrones de un átomo a otro
g
formándose iones positivos y negativos. La atracciónelectrostática conduce a los
enlaces iónicos
En otros casos se comparten uno o máspares de electrones. La compartición de electrones
lleva a los
enlaces covalentes
Los
electrones
se transfieren o se comparten
de manera que los átomos adquieren unaconfiguración electrónica especialmenteestable; generalmente se trata de unaconfiguración de gas noble con ochoelectrones: El
octeto
Símbolos de Lewis
- Un símbolo químico representa el núcleo
y los electrones internos de un átomo.
- Los puntos situados alrededor del símbolo• Los puntos situados alrededor del símbolo
representan a los electrones de valencia oelectrones más externos.
Si
••N
-^
••P
-^
••As
••Sb
-^
••Bi
••
Al
-^
Se
••
••Ar•• ••
I
••••••
Símbolos Punteados de Lewis
El enlace covalente
. Estructuras de Lewis del CCl
4
, NF
3
, CS
2
y HCN
Ejemplo
Escritura de la estructura de Lewis de un ión poliatómico. Escriba una estructura de Lewis aceptable para el ionnitronio NO
nitronio, NO
2
Etapa 1:
número total de electrones devalencia = 5 + 6 + 6 – 1 = 16.
Etapa 2:
estructura más verosímil.
O—N—O
Etapa 3:
añadir electrones de los átomos terminales.
p
O—N—O••••
••
••
••
••
Etapa 4:
determinar los electrones de valenciarestantes.
Ejemplo
Etapa 5:
utilizar enlaces múltiples para satisfacer losoctetos.
••••
••
••
••
••
O—N—O
••
••
••
••
O=N=O
Etapa 6:
determinar las cargas formales.
O
CF
)
(
1 4 0 5 ) ( N
CF
6.4 Excepciones a la regla del octeto• Octetos incompletos:
F B
F
F
•• ••••
F B
F
F
••••
••
Excepciones a la regla del octeto
Cl P
Cl
Cl
•• ••••
Cl P
Cl
Cl
•• ••••
Cl
Cl
F S
F
F
•• ••••
F
F
F
•• •• ••••
Excepciones a la regla del octeto
- Especies con número impar de
electrones:electrones:
N=O
•• ••
•• •
H
C
H
H
•••O—H
H—C—H
O
H
••
•Octetos expandidos:
. Escribir estructuras de Lewis para los siguientes compuestos:BrO
, NO, NO
,NOBr, BrO
-^ , CO, CH
3
CO
2
H,
CH
3
CH
2
CH
2
CHCONH
2
, N
2
O
4
, O
3
, HCO
3
, C
6
H
6
CH
2
N
2
, N
3
Pareselectrónicos
Distribución
**GeometríaMolecular ***
Ejemplos
Disposición de los pares electrónicos sobre el átomo central (A) en una molécula ygeometría de algunas moléculas simples e iones en los que el átomo central nopresenta pares solitarios
Cloruro de Berilio (BeCl
2
Cl
Cl
Be
2 átomos unidos al átomo central (2 pares enlazantes)
Clase
Nº átomos unidos
al
átomo central
Nº pares solitarios enátomo central
Disposición de lospares electrónicos
Geometríamolecular
2
átomos unidos al átomo central (2 pares enlazantes)
0 pares solitarios en el átomo central
AB
2
2
0
lineal
lineal
B
B
Cloruro de Berilio
TRPECV
Clase
Nº átomosunidos al átomo central
Nº pares solitarios en átomo central
Disposición de lospares electrónicos
Geometríamolecular
AB
2
2
0
lineal
lineal
AB
3
3
0
trigonal
plana
trigonal
plana
Trifluoruro de boro BF
3
Triangular plana
AB
2
2
0
lineal
lineal
VSEPR
Clase
Nº átomos
unidos al
átomo central
Nº pares solitarios en átomo central
Disposición de lospares electrónicos
Geometríamolecular
2
AB
3
3
0
trigonal
plana
trigonal
plana
AB
4
4
0
tetraédrica
tetraédrica
Metano CH
4
Tetrahedrica
AB
2
2
0
lineal
lineal
VSEPR
Clase
Nº átomos
unidos al
átomo central
Nº pares solitarios en átomo central
Disposición de lospares electrónicos
Geometríamolecular
2
AB
3
3
0
trigonal
plana
trigonal
plana
AB
4
4
0
tetraédrica
tetraédrica
AB
5
5
0
trigonal bipiramidal
trigonal bipiramidal
AB
tetraédrica
tetraédrica
Clase
Nº átomosunidos al átomo central
Nº pares solitarios en átomo central
Disposición de lospares electrónicos
Geometríamolecular
Disposición de los pares y geometría molecular
AB
3
E
AB
4
tetraédrica
tetraédrica^ Piramidetriangular
tetraédrica
AB
t t
éd i
t t
éd i
Clase
Nº átomos
unidos al
átomo central
Nº pares solitarios en átomo central
Disposición de lospares electrónicos
Geometríamolecular
Disposición de los pares y geometría molecular
AB
4
0
tetraédrica
tetraédrica
AB
3
E
3
1
tetraédrica
trigonal piramidal
AB
2
E
2
2
2
Angular
tetraédrica
Repulsión par solitario
frente a par solitario
Repulsión par enlazante
frente a par enlazante
Repulsión par solitariofrente a par enlazante
<
angular Pirámidetriangular angular
Estimación de la Geometría Molecular
Se dibuja la estructura de Lewis para la molécula.
Se cuenta el número de pares solitarios sobre elátomo central y el número de átomos unidos alátomo central.
Se aplica el modelo TRPECV para predecir lageometría de la molécula.
¿Cual es la geometría molecular para SO
2
y CO
2
Y para H
2
CNOCH
3
y H
3
CCN?
Un enlace covalente en el que los dos átomos no compartenpor igual los electrones se llama
enlace covalente polar
o
enlace polar.
En los átomos aparecen cargas parciales; en el
caso extremo en que el hidrógeno transfiriera por completo su
Polaridad de enlace
caso extremo en que el hidrógeno transfiriera por completo suelectrón al flúor las cargas serían -1 y +1. Un enlace covalentepolar es una situación intermedia entre un enlace covalentepuro (cargas 0) y un enlace iónico puro (cargas -1 y +1).
Zona rica en
electrones
Zona pobre
Rico en e
Pobre en e
H
F
F
H
electrones
en electrones
Rico en e
Pobre en e
Electronegatividad de los elementos habituales
Aumento de la electronegatividad
dad de la electronegatividAumento
Clasificación de los Enlaces por su Diferencia de Electronegatividad
Diferencia
Tipo de enlace
Covalente
Iónico
Aumento de la diferencia de electronegatividad
0 < y <
Covalente polar
Covalentecomparte e
Covalente polarTransferencia
parcial de e
Iónico Transferencia
de e
