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PPTCANLCLC003001V3 PPTCES019CB33-A17V1 Clase Recapitulación Estructura Atómica Resumen de la clase anterior La polaridad de las moléculas depende de • Geometría molecular • Diferencia de E.N Pregunta oficial PSU Los iones zX2+ y 17W–, tienen igual cantidad de electrones, entre sí. Al respecto, es correcto afirmar que A) X corresponde a un elemento no metálico. B) W posee menor radio atómico que X. C) W presenta menor electroafinidad que X. D) X presenta mayor electronegatividad que W. E) W corresponde a un elemento del grupo 16 (VI A). Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Modelo de prueba de Ciencias Química, Admisión 2017. Aprendizajes esperados • Reforzar los aprendizajes más importantes trabajados en las clases anteriores de Estructura atómica. Páginas del libro desde la 27 a la 58. 1. Estructura atómica. 2. Números cuánticos y configuración electrónica. 3. Tabla periódica y propiedades periódicas. 4. Enlace químico. 1. Estructura atómica 1.1 La perspectiva molecular de la química Átomos Materia Compuesta por Se combinan para formar Moléculas Prácticamente toda la masa se encuentra aquí Átomo Formado por Protones (+) Neutrones (0) Núcleo Electrones (-) 1. Estructura atómica 1.2 Isótopos, número másico y número atómico Isotopos Igual Z; Distinto A Isótonos Igual número de neutrones (n°) Isóbaros Igual número másico (A) Isoelectrónicos Igual número de electrones (e-) Unidad de masa atómica (uma) Ejercitación Ejercicio 1 “Guía del alumno” ¿Cuál de los siguientes pares de iones es isoelectrónico con el átomo de neón? A) Mg2+ y F‒ B) N3‒ y N3+ C) F‒ y N3+ D) B3+ y Mg2+ E) Ca2+ y F‒ A Aplicación 2. Números cuánticos y configuración electrónica 2.2 Números cuánticos La ecuación de Schrödinger permite obtener orbitales y sus energías De esta ecuación emergen los números cuánticos: n = principal Distancia al núcleo l = secundario m = magnético s = spin Orientación en el espacio Giro del electrón Forma del orbital 2. Números cuánticos y configuración electrónica 2.2 Números cuánticos n Posibles valores de l Designación subnivel Posibles valores de m Número cuántico de spin • Nos indica el sentido del giro con respecto al eje del e-. • Puede tomar solo dos valores : +1/2 Electrón desapareado -1/2 Electrón apareado Número total de orbitales por nivel 2. Números cuánticos y configuración electrónica 2.3 Orbitales atómicos Representación gráfica de los orbitales. Orbital d Orbital s Orbital p Orbital f Pregunta HPC Ejercicio 6 “Guía del alumno” La teoría atómica establece que el átomo puede alcanzar diferentes estados excitados, al absorber energía de una frecuencia determinada; y, al volver a su estado fundamental, emitir una radiación característica desde cada uno de ellos. ¿Cuál de las siguientes aplicaciones se basa en este planteamiento de la teoría atómica? A) Estimación de la temperatura en eras geológicas pasadas, mediante análisis de la proporción de ciertos isótopos de oxígeno en núcleos de hielo. B) Uso de rayos X para caracterizar la estructura de moléculas complejas como el ADN. C) Cuantificación de los contenidos de metales por medio del análisis de los espectros de absorción característicos. D) Purificación del cobre a través del paso de una corriente eléctrica, que hace que los átomos de este metal se depositen en el cátodo. E) Visualización imágenes aumentadas en microscopios electrónicos de transmisión, utilizando un flujo de electrones que rebotan o son absorbidos por el objeto de interés. C Comprensión Habilidad de Pensamiento Científico: Análisis del desarrollo de alguna teoría o concepto. 2. Números cuánticos y configuración electrónica 2.4 Configuración electrónica Notación que describe cómo se distribuyen los e- de un átomo en los diversos orbitales atómicos. A medida que n aumenta, el espacio entre orbitales disminuye. Los orbitales también se pueden ordenar en términos de energía para dar lugar a un diagrama de Aufbau. 2. Números cuánticos y configuración electrónica 2.5 Reglas que rigen la configuración electrónica Principio Regla de Hund de exclusión de Pauli En Para unorbitales átomo nodegenerados, puede haber dos se alcanza e- con ellamismo menorconjunto energíade cuando números el número cuánticos. de eque tienen spin paralelo es el más alto posible. Principio de mínima energía Las configuraciones electrónicas de los elementos se obtienen por ocupación sucesiva de los orbitales en orden creciente de energía. Ejercitación Ejercicio 3 “guía del alumno” Si un ion de carga +3 tiene una configuración electrónica 1s2 2s2 2p6, el número atómico del átomo que originó el ion es A) 13 B) 10 C) 8 D) 7 E) 3 A Aplicación 3. Tabla periódica y propiedades periódicas 3.1 Configuración electrónica y tabla periódica La tabla periódica está estructurada de modo que los elementos están relacionados por un mismo tipo de configuración de los e- de valencia. Elementos representativos del bloque s. Metales de transición. Elementos representativos del bloque p. Metales del bloque f 3. Tabla periódica y propiedades periódicas 3.2 Propiedades periódicas Hay dos factores que influyen: • Número cuántico principal • Carga nuclear efectiva Se trata de la carga que los electrones más externos efectivamente perciben desde el núcleo, debido a que los electrones internos bloquean o “apantallan” esta atracción. 3. Tabla periódica y propiedades periódicas 3.2 Propiedades periódicas Radio atómico Energía de Ionización 3. Tabla periódica y propiedades periódicas 3.2 Propiedades periódicas Electronegatividad (E.N) Afinidad electrónica Ejercitación Ejercicio 13 “Guía del alumno” ¿Cuál de las siguientes propiedades periódicas aumenta en un grupo y disminuye en un período, al crecer el número atómico en el sistema periódico? A) Radio iónico B) Electronegatividad C) Radio atómico D) Electroafinidad E) Potencial de ionización C Comprensión 4. Enlace químico Estructura de Lewis Regla del octeto o del dueto Los átomos se combinan para alcanzar una configuración electrónica más estable. La estabilidad máxima se logra cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble (existen excepciones). 4. Enlace químico 4.1 Tipos de enlace 4. Enlace químico 4.1 Tipos de enlace PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS COVALENTES METÁLICOS • Forman redes cristalinas. • Sólidos con puntos de fusión y ebullición altos. • Solubles en disolventes polares. • Conducen la corriente eléctrica en disolución acuosa. • Malos conductores térmicos. • Puntos de fusión y ebullición bajos. • A CNPT, pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. • Aislantes de corriente eléctrica y calor. • Solubles en disolventes apolares. • Dúctiles y maleables. • Brillo metálico. • Buenos conductores de la electricidad y el calor. • Sólidos a temperatura ambiente (excepto Hg). • Generalmente, insolubles en cualquier tipo de disolvente. Ejercitación Ejercicio 16 “Guía del alumno” ¿Cuál opción expresa correctamente el significado del tipo de enlace entre dos átomos? A) Enlace metálico: transferencia electrónica de un átomo a otro. B) Enlace iónico: compartición de los electrones del enlace. C) Enlace covalente polar: compartición de los electrones del enlace, pero más cercano al átomo menos electronegativo. D) Enlace covalente apolar: compartición por igual de los electrones de enlace. E) Enlace covalente coordinado: cesión de los electrones del enlace de un átomo con exceso de electrones hacia uno con déficit. D Reconocimiento 4. Enlace químico 4.2 Geometría molecular 180° 180° Lineal Lineal < 120° ¿Cuáles son los ángulos de enlace en cada caso? Trigonal plana 109,5° < 109,5° Tetraédrica 120° Piramidal trigonal 90° y 120° Bipiramidal trigonal Angular 90° Octaédrica Ejercitación Ejercicio 18 “Guía del alumno” ¿Cuál es la geometría de la molécula CS2? A) Angular B) Tetraédrica C) Lineal D) Trigonal plana E) Piramidal C ASE 4. Enlace químico 4.3 Polaridad de las moléculas Para determinar si una molécula es polar o apolar se debe conocer: • su geometría molecular • la polaridad de sus enlaces Momento dipolar (μ) 4. Enlace químico 4.3 Fuerzas intermoleculares Fuerzas de Van der Waals → Son interacciones entre moléculas de naturaleza electrostática, debidas a la polaridad de los enlaces covalentes. Se pueden distinguir tres tipos: • fuerzas dipolo-dipolo permanente • fuerzas dipolo permanente-dipolo inducido • fuerzas de dispersión. 4. Enlace químico 4.3 Fuerzas intermoleculares Puente de hidrógeno Moléculas polares con hidrógeno unido covalentemente a un átomo pequeño muy electronegativo, como flúor, oxígeno o nitrógeno (F-H, O-H, N-H ). Es una atracción dipolo-dipolo entre moléculas que contienen esos tres tipos de uniones polares. Ejercitación Ejercicio 7 “Guía del alumno” ¿Cuál de los siguientes compuestos orgánicos, de similar masa molecular, presenta un punto de ebullición más alto? A) Dietiléter (CH3 ‒ CH2 ‒ O ‒ CH2 ‒ CH3) B) Butanol (CH3 ‒ CH2 ‒ CH2 ‒ CH2 ‒ OH) C) Pentano (CH3 ‒ CH2 ‒ CH2 ‒ CH2 ‒ CH3) D) 1-cloropropano (CH3 ‒ CH2 ‒ CH2 ‒ Cl) E) Metilpropiléter (CH3 ‒ O ‒ CH2 ‒ CH2 ‒ CH3) B ASE Pregunta oficial PSU Los iones zX2+ y 17W–, tienen igual cantidad de electrones, entre sí. Al respecto, es correcto afirmar que A) X corresponde a un elemento no metálico. B) W posee menor radio atómico que X. C) W presenta menor electroafinidad que X. D) X presenta mayor electronegatividad que W. E) W corresponde a un elemento del grupo 16 (VI A). B ASE Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Modelo de prueba de Ciencias Química, Admisión 2017. Teoría atómica Completa los términos que faltan en los mapas conceptuales. Modelos atómicos Átomo Protón (p+) Número atómico Número másico (Z = p+) (A= p+ + n°) Tabla de corrección Ítem Alternativa Unidad temática Habilidad 1 A Modelo atómico de la materia Aplicación 2 B Modelo atómico de la materia Comprensión 3 A Modelo atómico de la materia Aplicación 4 E Modelo atómico de la materia Aplicación 5 A Modelo atómico de la materia Reconocimiento 6 C Modelo atómico de la materia Comprensión 7 B El enlace químico ASE 8 C Modelo atómico de la materia Comprensión 9 E Modelo atómico de la materia ASE 10 D Modelo atómico de la materia Aplicación Tabla de corrección Ítem Alternativa Unidad temática Habilidad 11 D Modelo atómico de la materia Comprensión 12 D Modelo atómico de la materia ASE 13 C Modelo atómico de la materia Comprensión 14 B Modelo atómico de la materia Comprensión 15 D Modelo atómico de la materia Comprensión 16 D El enlace químico Reconocimiento 17 A El enlace químico Comprensión 18 C El enlace químico ASE 19 B El enlace químico ASE 20 E El enlace químico Comprensión Esta presentación también está disponible en formato PREZI en el siguiente enlace http://prezi.com/_uziddrbcc_/?utm_campaign=share&utm_medium=copy Prepara tu próxima clase En la próxima sesión, realizaremos Taller de Estructura atómica Equipo Editorial Área Ciencias: Química ESTE MATERIAL SE ENCUENTRA PROTEGIDO POR EL REGISTRO DE PROPIEDAD INTELECTUAL. 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