UNIDAD DE REFORZAMIENTO CAPÍTULO 1: ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA

1. Colegio Andrés Bello Chiguayante UNIDAD DE REFORZAMIENTO CAPÍTULO 1: ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA Jorge Pacheco R. Profesor de Biología y Química

2. DEFINICIÓN DE CONCEPTOS • Teoría de los cuatro elementos: • Unos de los primeros intentos por explicar la composición de la materia, el cual postula que la materia estaba compuesta por cuatro elementos: tierra, aire, agua y fuego.

3. DEFINICIÓN DE CONCEPTOS • Número Atómico (Z): • Corresponde al número de protones que posee un núcleo de un átomo. Cuando los átomos son neutro el número de protones coincide con el número de electrones.

4. DEFINICIÓN DE CONCEPTOS • Tubo de Crookes: • Tubo de vidrio al vacío. Consta de dos electrodos cátodo (potencial eléctrico negativo) y ánodo (potencial eléctrico positivo).

5. DEFINICIÓN DE CONCEPTOS • Isótopos: • Átomos perteneciente a un mismo elemento, es decir, que poseen igual Z pero distinto A.

6. DEFINICIÓN DE CONCEPTOS • Rayos Catódicos: • Haz de luz, que se origina en el cátodo de un tubo de Crookes. Su trayectoria es desde el cátodo hacia el ánodo transportando carga negativa. Dichas cargas negativas fueron bautizadas como electrones.

7. DEFINICIÓN DE CONCEPTOS • Número Másico (A): • Corresponde al número total de protones y neutrones que posee el núcleo de un átomo. • A=Z+n.

8. COMPLETACIÓN 7 7 13,95 8 7 0,055 14,005

9. COMPLETACIÓN 10 10 18,096 11 10 0,0567 12 10 2,035 20,19

10. COMPLETACIÓN 19 20 36,37 21 19 0,0048 22 19 2,759 39,13

11. COMPLETACIÓN 0,99985 1 0 1 1 0,0003 2 1 0 1,00015

12. COMPLETACIÓN 27 13 14 10 13 66 49 49 49 115 76 54 52 128 52

13. COMPLETACIÓN Especies Neutras : A y B. Especies Negativas: E. Especies Positivas : C, D, F y G.

14. COMPLETACIÓN Isótopos : B y D / A y F. Isóbaros : E. Isótonos : C y D.

15. EXPRESAR • 22 protones, 22 electrones y 26 neutrones:

16. EXPRESAR • 15 protones, 16 electrones y 20 neutrones:

17. EXPRESAR • 19 protones, 18 electrones y 20 neutrones:

18. Colegio Andrés Bello Chiguayante UNIDAD DE REFORZAMIENTO CAPÍTULO 2: MODELO MECANO CUÁNTICO Y ESTRUCTURA MOLECULAR Jorge Pacheco R. Profesor de Biología y Química

19. MODELO MECANO CUÁNTICO • APRENDIZAJES ESPERADOS: • Definen los números cuánticos y describen los estados permitidos para un electrón en el modelo mecánico cuántico. • Formulan la configuración electrónica de diversos elementos químicos. • Distinguen la distribución espacial de las moléculas a partir de las propiedades electrónicas de los átomos constituyentes.

20. PREGUNTAS PREVIAS ¿Cuál fue la principal deficiencia del modelo atómico de Bohr? A pesar de los avances del modelo, era incapaz de explicar el espectro de átomos multielectrónicos o polielectrónicos(más de un electrón), lo que hizo suponer a otros científicos la existencia de estructuras al interior de los átomos, las que denominaron subniveles de energía.

21. PREGUNTAS PREVIAS ¿Cuál fue la principal contribución de Louis de Broglieal conocimiento de la estructura interna del átomo? Postula que, los electrones poseían un comportamiento dual de onda y partícula, pues cualquier partícula que posee masa y que se mueve a cierta velocidad, puede comportarse además como onda. 1892 - 1987

22. PREGUNTAS PREVIAS ¿Cuál fue la principal contribución de Werner Heisenbergal conocimiento de la estructura interna del átomo? Sugiere a partir de un supuesto matemático, la imposibilidad de conocer de manera simultánea y con exactitud la posición, el momento y la energía de un electrón. Mientras más exacta sea la determinación de una variable, más inexacta será la otra (principio de incertidumbre). 1901 - 1976

23. PREGUNTAS PREVIAS ¿Cuál fue la principal contribución de ErwinSchrödingeral conocimiento de la estructura interna del átomo? Establece una función de onda, denominada orbital, que describe probabilísticamente el comportamiento de un electrón en el átomo. 1887 - 1961

24. MODELO ATÓMICO MECANOCUÁNTICO VÍDEO

25. NÚMEROS CUÁNTICOS • Corresponde a la representación de la distribución de los electrones alrededor del núcleo de un átomo. • Los números cuánticos son: • Número cuántico principal (n). • Número cuántico secundario (l). • Número cuántico magnético (m). • Número cuántico spin (s).

26. NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n) • Corresponde a los niveles de energía de un electrón. • A mayor valor de “n” mayor es la distancia promedio del electrón respecto del núcleo. • Los valores asignados corresponden a números enteros y comienzan desde el 1 en adelante: n= 1, 2, 3, etc.

27. NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO (l) • Conocido también como momento angular o azimutal. Corresponde a la geometría o forma del orbital. • Puede tener valores que comienzan desde 0 hasta (n-1) para cada valor de n. • Ejemplo: Si n= 1, l= 0 • Si n= 2, l= 0, 1 • Si n= 3, l= 0, 1, 2

28. NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO (l) • Los valores de l son reemplazados por letras según la siguiente tabla.

29. NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO (l) tipo “p” tipo “s” tipo “d”

30. NÚMEROS CUÁNTICOS : n y l - ENERGÍA +

31. NÚMERO MAGNÉTICO (m) • Corresponde a la orientación espacial de los orbitales. • Los valores dependen de l. Adquieren todos los valores asignados a l, que van desde el –l hasta +l. • Ejemplo: Si l= 0, m= 0 • Si l= 1, m= -1, 0, +1 • Si l= 2, m= -2,-1,0,+1,+2

32. NÚMERO MAGNÉTICO (m) m= 0 m= -1 m= 0 m= +1

33. RESUMEN Nº CUÁNTICOS

34. RESUMEN Nº CUÁNTICOS

35. RESUMEN Nº CUÁNTICOS

36. RESUMEN Nº CUÁNTICOS

37. ESPÍN (s) • Corresponde al momento magnético del electrón, es decir al giro sobre su propio eje en sentido horario (+1/2) y antihorario (-1/2). • Cada orbital posee una capacidad máxima de tolerar dos electrones siempre y cuando posea espín opuestos.

38. ACTIVIDAD: COMPLETAR • Determina los valores de los números cuánticos del último electrón. -1/2 0 0 3 0 0 +1/2 5 +1/2 0 3 1 -1/2 1 0 4 -1/2 5 3 +1 2 -1 3 -1/2

39. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

40. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA • Corresponde a la distribución de los distintos electrones alrededor del núcleo en los diferente niveles de energía y orbitales. Para saber cómo se ordenan debemos tener en cuenta los siguientes principios.

41. A) PRINCIPIO DE MÍNIMA ENERGÍA • “Los electrones se ubican primero en los orbitales de más baja energía, por lo tanto, los de mayor energía se ocuparán sólo cuando los primeros hayan agotado su capacidad”.

42. NIVELES DE ENERGÍA DE LOS ORBITALES

43. B) PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI • “Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales”. • Pueden compartir como máximo el valor de tres números cuánticos, pero no los cuatro.

44. C) PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND. • “En orbitales de la misma energía los electrones entran de a uno. Ocupando cada órbita con el mismo espín. Cuando se alcanza el semillenado recién se produce el apareamiento con los espines opuestos.”

45. NIVELES DE ENERGÍA DE LOS ORBITALES

46. ESQUEMA DE LLENADO DE ORBITALES

47. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Expresa el número de electrones en el orbital 1s1 Expresa el número cuántico principal (nivel de energía) Expresa el tipo de orbital

48. EJEMPLO 1s1 1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

49. ELECTRONES DE VALENCIA • Corresponden a los electrones que se encuentran en el último nivel de energía. EJEMPLO: 1 e.v. 1s1 1s22s2 2p2 4 e.v. 1s2 2s2 2p6 3s1 1 e.v. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 7 e.v.

50. ELECTRONES CELIBATARIO • Corresponden a los electrones que se encuentran desapareado (solitario) al interior de un átomo. EJEMPLO: 1 e.c. 1s1 1s2 2s2 2px12py12pz0 2 e.c. 1s2 2s2 2p6 3s1 1 e.c. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1 e.c.