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Las Ondas: Características
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Reflexión de ondas Difracción de ondas
Patrón de DifracciónInterferencia
Las Partículas: Características
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Masa Velocidad
Colisionan Posición
Patrón de Difracción de la Luz
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Doble rendija: Luz blanca Doble rendija: Electrones
El Átomo: Estructura
Protón (p+): • Masa: 1,6 𝑥 10−27 𝑘𝑔• Gravedad y carga eléctricaNeutrón (n0):• Masa: 1,6 𝑥 10−27 𝑘𝑔• Gravedad y carga eléctricaElectrón (e-):• Masa: 9,1 𝑥 10−31 𝑘𝑔• Gravedad y carga eléctrica
99,95 % de la masa del átomo está contenida en el núcleo.99,98% es espacio vacío.
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Electrones: Observaciones
• Albert Einstein y Max Planck 𝐸 = ℎ𝜈 = ℎ𝑐
𝜆
• Cada color tiene una energía definida por la frecuencia, ν, que también se puede relacionar con su longitud de onda, λ
• En un átomo, si se caliente, ¿Quién emite esas líneas?• ¿Por qué en esas frecuencias (longitudes de onda) y no en
otras?• ¿Por qué el Na tiene un espectro diferente al del H?
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El Átomo: Estructura
N = 1N = 2
N = 3
N = 4
N = 5
N = 6Energía del fotón coincide con la energía usada para subir el escalón.
2,07 eV coincide con la energía de la luz naranja
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El Átomo: Estructura
• Cada «brinco» lo hace el electrón. • Para dar el «brinco» absorbe energía. Para «bajar» del brinco, emite
energía. • Al bajar en energía, emite un fotón de luz que corresponde en energía a la
energía que absorbió para «brincar»
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Estructura del Átomo
N = 1, 1 apt S
N = 2, 1 apt S, 3 apts P
N = 3, 1 apt S, 3 apts P, 5 apt D
N = 4, 1 apt S, 3 apts P, 5 apt D, 7 apt F
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El Átomo: Estructura
• Cada piso del edificio = Nivel de Energía (N = 1, 2, 3, 4…)
• Cada apartamento tiene forma, las formas se llaman Sub-Niveles de Energía (s, p, d, f, g…)
• En cada Sub-Nivel de Energía, sólo pueden habitar máximo 2 electrones apareados en spin.
• Pero, ¿Cómo se aplica esto a algo que es una onda?
• ¿De dónde salen estos niveles y subniveles?
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Estructura del Átomo:
• Cuando está en un átomo, el electrón es onda confinada a un nivel de energía.
• Se muestra una región donde el e- es más probable de encontrar. A eso se le llama: Densidad Electrónica.
• Cada sub-nivel (cada apartamento) se denomina orbital atómico.
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Apartamentos S = Orbital s
Apt P = Orbital p
Apt D = Orbital d
Apt F = Orbital f
Notar que un nivel de energía superior encierra los niveles inferiores
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Orbitales Atómicos• Nivel 1
• Sólo un subnivel (s)
• El más cercano al núcleo.
• Alberga 2 electrones.
• Nivel 2• Dos subniveles (s, p)
• Envuelve al Nivel 1.
• Alberga 8 electrones: 2 en s, 6 en p
• Nivel 3• Tres subniveles (s, p, d)
• Alberga 18 electrones: 2 en s, 6 en p, 10 en d
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Estructura del átomo
Regla del octeto: capa llena de electrones es más estable y los átomos transfieren o comparten electrones para lograr llenar una capa.
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¿Cómo se forman los enlaces?
2. El electrón (e-) de un átomo es atraído por los protones (p+) de otro átomo.
1. Átomos alejados
3. Los orbitales atómicos se combinan y la energía total del sistema llega a un mínimo.
4. Si tratáramos de acercar más los núcleos, la repulsión haría que los átomos se alejaran.
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Orbitales Moleculares
Condiciones:
• Orbital atómico vacío o con sólo 1 electrón.
• Cada orbital molecular (enlace) sólo puede albergar 2 electrones.
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Enlaces• Enlace iónico: Ión – ión• Enlace covalente: se comparten electrones• Busca completar el octeto
Ión – Ión: Metal + No Metal
Na+ Cl
-
8 e- en nivel 2, 2s22p6 8 e- en nivel 3, 3s23p6
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4 enlaces simples
• Metano CH4: 4 enlaces covalentes. Acomodar 5 átomos
• Carbono: 4 e- valencia. Hidrógeno: 1 e- de valencia
• Carbono: Piso 2 = 2 e- en apt S, 1 e- en apt Px, 1 e-
en apt Py, apt Pz sin habitantes.
• En metano TODAS las parejas quieren vivir en un apartamento con las mismas características de la otra pareja.
¡Se remodela el piso para que hayan 4 apartamentos, todos iguales!
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Hibridación Orbitales, sp3
• Carbono: 1s22s22px12py
1
2px 2py 2pz
2sE1
E2
sp3 sp3 sp3 sp3
Todos con la misma energía
• Todos los orbitales con misma energía.
• Todos con misma distancia.• Máxima repulsión entre ellos.
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Orbitales Híbridos: Orbital sp3
• Tetraedro, ángulos de 109.5°• 8 electrones, emparejados.• Carbono completa su octeto.
Hidrógeno completa su dueto.• Máxima repulsión entre enlaces.• Todos los orbitales sp3 son iguales.• Todos enlaces simples.• Válidos para 1 átomo A enlazado a
4 átomos X sin pares de electrones libres. AX4
• 4 enlaces sigma, σ
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2 enlaces simples, 1 enlace doble
• Eteno. H2C=CH2
• Analizando solo uno de los carbonos. Hay que acomodar 4 átomos, 4 pares de electrones.
• Se hibridan los orbitales atómicos a 3 orbitales sp2 y se deja un orbital p sin hibridar.
• Un enlace doble involucra: 1 enlace sigma (σ) y un enlace pi (π)
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Hibridación Orbitales, sp2
2px 2py 2pz
2sE1
E2
2py
sp2 sp2 sp2
Todos con la misma energía
• Todos con la misma energía
• 3 enlaces con la misma distancia, 1 más corto.
• Máxima repulsión.
Hibridación sp2
Fuente: jahschem.wikispaces.com
• Es como tener 2 apartamentos simples y uno doble.
• Ángulos entre enlaces de 120°.
• 3 enlaces σ y 1 enlace π• Forma: Trigonal planar.• Válido para átomo A
rodeado de 3 átomos X sin electrones libres. AX3
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1 enlace simple, 1 enlace triple
• Etileno, HCΞCH
• Analizando solo uno de los carbonos, hay que acomodar átomos y 8 electrones.
• Se hibridan el orbital s con un orbital p y se dejan dos orbitales p sin hibridar.
• Un enlace triple involucra 2 enlaces σ y dos enlaces π
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Orbitales Híbridos: sp
• Es como tener 1 apartamentos simple y dos apts dobles.• Ángulos entre enlaces de 180°.• 2 enlaces σ y 2 enlaces π• Forma: Lineal.• Válido para átomo A rodeado de 2 átomos X sin electrones libres. AX2
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Hibridación Orbitales, sp3
• Oxígeno: 1s22s22px22py
12pz1
2px 2py 2pz
2sE1
E2
sp3 sp3 sp3 sp3
Todos con la misma energía
O
HCH3
Pares de electrones en sp3
Enlace simple en sp3
Hibridación Orbitales, sp2
• Oxígeno: 1s22s22px22py
12pz1
2px 2py 2pz
2sE1
E2
sp2 sp2 sp2
p
Todos con la misma energía
C
O
H H
Pares e- libres, sp2
2 enlaces,
1 sp2, 1 p
Enlaces: Características
• Enlaces simples tienen libre rotación. El enlace es el eje sobre el que rotan.
• Enlaces dobles y triples son rígidos. Los átomos no pueden rotar.
H
H
H
H
H
H
H
CH
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CH3
C1
CH3
C
C2
C
C
C3
CH3
OH5
HH4
H
H
CH3
S1 C
C
C
Cl2
OH
C3 C
4
H
H
H HH
H H
CH1
C
CO+2
CC3
CH3
H
HH H
H
CH21
C2
C
C3
N4
C
H
CH3
C5
Cl
Br
HH
H
Ejercicios
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Referencias
• Atkins, P. W. Química Física. 6ª Edición, Ediciones Omega, Barcelona, 1999.
• Petrucci, R.; Harwood, W.; Herring, G. Química General, 8ª Edición, Pearson Educación, Madrid, 2003.
• McMurry, J. Química Orgánica, 7ª Edición, CengageLearning, México, 2008.
• Organic Chemistry Portal. Consultado, 7 de mayo, 2015.
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Luis Eduardo Hernández Parés
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