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Tema 2 estructuraatomicadelamateria_quim2ºbach_1718

Este documento trata sobre la estructura de la materia a nivel atómico y subatómico. Explica que la materia está formada por átomos compuestos de electrones, protones y neutrones, y describe los modelos atómicos históricos que llevaron a la comprensión moderna de la estructura atómica. También introduce las partículas subatómicas fundamentales como quarks y leptones, así como las partículas portadoras de fuerza.

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QUÍMICA 2º BACHILLERATO QUÍMICA 2º BACHILLERATO TEMA 2 TEMA 2 LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA
ESTRUCTURA ATÓMICA ESTRUCTURA ATÓMICA
¿DE QUÉ ESTÁ FORMADA LA MATERIA? ¿DE QUÉ ESTÁ FORMADA LA MATERIA? LO QUE SABEMOS AHORA LO QUE SABEMOS AHORA EL ÁTOMO partícula símbolo Propiedades electrón e- Partículas de masa muy pequeña y carga negativa protón p+ Partículas de masa 1800 veces mayor que el electrón y carga positiva, igual en valor a la del electrón neutrón n Partículas de masa casi igual que el protón, sin carga. - + + + + + - - - - NÚCLEO CORTEZA
CARACTERIZACIÓN DE LOS ATÓMOS CARACTERIZACIÓN DE LOS ATÓMOS ¿QUÉ DIFERENCIA UNOS ÁTOMOS DE OTROS? ¿QUÉ DIFERENCIA UNOS ÁTOMOS DE OTROS? Nº ATÓMICO (Z): Nº de protones = Nº de electrones Nº MÁSICO (A): Nº de protones + Nº de neutrones Al 27 13 Número másico Número atómico
ISÓTOPOS ISÓTOPOS + - + - - + 1 H 2 1 H 3 1 H 1 Átomos de un mismo elemento (igual número atómico) con distinto número másico (distinto número de neutrones).
IONES IONES ¿QUÉ LE OCURRE A UN ATÓMO SI PIERDE ¿QUÉ LE OCURRE A UN ATÓMO SI PIERDE ELECTRONES? ELECTRONES? ¿Y SI TIENE MÁS DE LA CUENTA? ¿Y SI TIENE MÁS DE LA CUENTA? Un ion es un átomo, o grupo de átomos, con carga eléctrica, debido a que haya perdido o ganado electrones. Pérdida de electrones Ion positivo CATIÓN Ganancia de electrones Ion negativo ANIÓN catión calcio: Ca+2 anión cloruro: Cl-
LOS MODELOS ATÓMICOS LOS MODELOS ATÓMICOS TEORÍA ATÓMICA DE DALTON La materia es discontinua, formada por partículas indivisibles, los átomos. MODELO ATÓMICO DE THOMSON Esfera de carga positiva con electrones incrustados. Leyes de las reacciones químicas. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Experimento de la lámina de oro y partículas alfa. Descubrimiento del núcleo. Desde mediados del s. XIX el estudio del comportamiento eléctrico de la materia cuestiona la indivisibilidad del átomo. Descubrimiento del electrón. MODELO ATÓMICO DE BOHR Ecuación de los espectros atómicos, explicación del efecto fotoeléctrico, hipótesis de Planck.
LOS EXPERIMENTOS DE THOMSON LOS EXPERIMENTOS DE THOMSON EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN VER VÍDEO SOBRE VER VÍDEO SOBRE LOS RAYOS CATÓDICOS LOS RAYOS CATÓDICOS ●Los rayos catódicos eran partículas con masa y tenían carga negativa. ● A estas partículas se las llamó electrones. ● El átomo no era indivisible y debía incluir los electrones.
EL MODELO ATÓMICO DE THOMSON EL MODELO ATÓMICO DE THOMSON Thomson imaginó que el átomo debía de ser una masa fluida cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.
EL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD EL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
EL MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD EL MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Rutherford supuso que el átomo estaría formado por una parte central pequeñísima, con casi toda la masa y toda la carga positiva, el núcleo; y una parte externa, la corteza, prácticamente vacía y enorme en relación al núcleo, en la que estarían girando los electrones, en número igual al de unidades positivas en el núcleo. + - -
LOS ESPECTROS ATÓMICOS LOS ESPECTROS ATÓMICOS Espectro de la luz visible Espectro del hidrógeno El modelo de Rutherford no era capaz de explicar los espectros de emisión de los elementos
RADIACIONES Y ESPECTROS RADIACIONES Y ESPECTROS ESPECTROS ATÓMICOS ESPECTROS ATÓMICOS LA ECUACIÓN DE LOS ESPECTROS ATÓMICOS λ n2 1 n2 2 1 1 1 = R n2 > n1 y R (constante de Rydberg) es una cte de valor 1,097 · 107 m-1
LA TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK LA TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK En 1901 Max Planck, para explicar la emisión de luz por cuerpos calientes, propone que cada átomo sólo puede absorber o emitir energía radiante en pequeños paquetes energéticos (cuantos o fotones), de valor: ν = frecuencia de oscilación del átomo h = constante de Planck (6.626 · 10 -34 J· s) E = h · ν
EL MODELO ATÓMICO DE BOHR EL MODELO ATÓMICO DE BOHR ● PRIMER POSTULADO: El electrón puede girar en un cierto número de órbitas circulares o “estados estacionarios” alrededor del núcleo sin emitir energía radiante. ● SEGUNDO POSTULADO: Solo son posibles aquellas órbitas en las que el momento angular, L, de las mismas sea un múltiplo entero de h/2π. L = r · m · v = n· h/2π siendo n = 1, 2, 3... ● TERCER POSTULADO: Un electrón puede pasar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo energía en forma de radiación electromagnética, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck, ΔE = h·ν.
+ - - - E - luz - EL MODELO ATÓMICO DE BOHR EL MODELO ATÓMICO DE BOHR Ver vídeo Las órbitas están caracterizadas por n (número cuántico principal) que cuantifica el valor del radio y de la energía de cada órbita.
EL MODELO ATÓMICO DE EL MODELO ATÓMICO DE BOHR-SOMMERFELD BOHR-SOMMERFELD Se observó en espectros de mayor resolución que la mayoría de líneas eran varias muy próximas, y que bajo la acción de un campo magnético las líneas se desdoblaban (efecto Zeeman):
EL MODELO ATÓMICO DE EL MODELO ATÓMICO DE BOHR-SOMMERFELD BOHR-SOMMERFELD Sommerfeld introdujo dos modificaciones: ● Posibilidad de órbitas elípticas. Hace falta un 2º número cuántico, secundario o azimutal, (l), que puede variar entre 0 y n-1. ● Posibilidad de diferentes orientaciones de la órbita en un campo magnético, introduciendo un tercer número cuántico, llamado magnético (m) y que varía entre – l y + l incluido el 0.
EL MODELO ATÓMICO DE EL MODELO ATÓMICO DE BOHR-SOMMERFELD BOHR-SOMMERFELD Posteriormente, con técnicas más sofisticadas se observó el desdoblamiento en dos de cada línea espectral, lo que llevó a introducir un último número cuántico llamado de spin, s o ms , relacionado con el momento de giro del electrón sobre sí mismo, y que puede tomar valores +1/2 y – 1/2.
EL MODELO ATÓMICO DE EL MODELO ATÓMICO DE BOHR-SOMMERFELD BOHR-SOMMERFELD Cada electrón queda caracterizado por cuatro números cuánticos: n,l, m y s. LIMITACIONES DEL MODELO
EFECTO FOTOELÉCTRICO EFECTO FOTOELÉCTRICO Einstein explicó este efecto considerando la luz como partículas (fotones) con una energía hv cuantizada, que era comunicada a los electrones del metal. hv = hv0 + mv2 1 2 hv: energía aplicada hv0 :energía empleada en arrancar al electrón (trabajo de extracción) V0 : frecuencia umbral del metal E = hv Wextr = hv0 Metal e- Ec =1/2 mc2
DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA En 1905 Einstein aplicó la dualidad onda- partícula a la luz para explicar el efecto fotoeléctrico. En 1923 De Broglie aplicó esta hipótesis al electrón. E = h · ν E = m · c2 h · ν = h · c/λ = m · c2 λ = h m · v
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE El Principio de Incertidumbre de Heisenberg, postulado en 1927, establece que no es posible determinar con precisión la posición del electrón y su momento, sino que se cumple que: Δx · Δp > h/4π Δx = incertidumbre en la posición Δp = incertidumbre en el momento
MODELO ONDULATORIO DEL ÁTOMO MODELO ONDULATORIO DEL ÁTOMO En 1926 Schrödinger, partiendo de la dualidad onda-partícula del electrón, de la teoría cuántica de Planck y el Principio de incertidumbre de Heisenberg, elabora un modelo matemático para describir el comportamiento del electrón en el átomo.
MODELO ONDULATORIO DEL ÁTOMO MODELO ONDULATORIO DEL ÁTOMO Este modelo usa una función matemática, la función de onda (Ψ), cuyo cuadrado (Ψ2 ) es una medida de la probabilidad de encontrar al electrón en una determinada zona del espacio. ORBITAL ATÓMICO: ORBITAL ATÓMICO: Región del espacio en torno al núcleo en la cual puede encontrarse al electrón con una probabilidad de, al menos, el 90%.
MODELO ONDULATORIO DEL ÁTOMO MODELO ONDULATORIO DEL ÁTOMO La resolución de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno implica la introducción de tres números cuánticos, n, l y ml . símbolo número cuántico valores determina n principal 1, 2, 3 ... tamaño y energía del orbital l Secundario o azimutal 0 a (n - 1) forma del orbital ml magnético de + l a – l incluido 0 orientación del orbital s de spín +1/2 y -1/2 momento magnético
ORBITALES ATÓMICOS ORBITALES ATÓMICOS n = 1 l = 0 ml = 0 1s l = 0 ml = 0 2s ml = 1 l = 1 ml = 0 2p (px , py , pz ) ml = -1 n = 2 l = 0 ml = 0 3s ml = 1 l = 1 ml = 0 3p (px , py , pz ) ml = -1 ml = 2 ml = 1 l = 2 ml = 0 3d ml = -1 ml = -2 n = 3
ORBITALES ATÓMICOS ORBITALES ATÓMICOS
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ● K 1s ● L 2s 2p ● M 3s 3p 3d ● N 4s 4p 4d 4f ● O 5s 5p 5d 5f ● P 6s 6p 6d ● Q 7s 7p Distribución de los electrones en un átomo en las distintas capas y subcapas. Ejemplo: 17 Cl: 1s2 , 2s2 2p6 , 3s2 3p5
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. Consecuencia: en un orbital sólo puede haber dos electrones, uno con s = ½ y otro con s = - ½. (electrones apareados)
REGLA DE HUND REGLA DE HUND En orbitales que tiene iguales valores de n y l (con igual energía, orbitales p, d y f) los electrones tenderán a ocupar el mayor número posible de ellos (distintos valores de ml ). Tienden a estar lo más desapareados posible.
ESTADO EXCITADO ESTADO EXCITADO Denominamos estado excitado a cualquier ordenación posible de los electrones que no siga el llena de electrones con secuencia energética de mínima energía. Ejemplo: 1s2 , 2s1 2p3 En lugar de: 1s2 , 2s2 2p2
NÚCLEO partícula símbolo Carga (C) Masa (kg) protón p+ 1.602·10-9 1.673·10-27 neutrón n 0 1.675·10-27 CORTEZA electrón e- 1.602·10-9 9.110·10-31 PARTÍCULAS SUBATÓMICAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS En 1930 se predijo la existencia de antimateria.
PARTÍCULAS SUBATÓMICAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS EL MODELO STÁNDAR EL MODELO STÁNDAR Intenta describir toda la materia y todas las fuerzas existentes en el universo, excepto la gravedad. Hay dos tipos de partículas fundamentales: ●Partículas materiales (FERMIONES) Quarks Leptones ●Partículas portadoras de fuerza (BOSONES GAUGE)
quarks carga u c t +2/3 d s b -1/3 p+ → 2 u + 1 d n → 2 d + 1u
TABLA PERIÓDICA TABLA PERIÓDICA Bloque s Bloque d Bloque p Bloque f
TABLA PERIÓDICA TABLA PERIÓDICA Bloque s Bloque p grupo 1 2 13 14 15 16 17 18 Configuración ns1 ns2 ns2 np1 ns2 np2 ns2 np3 ns2 np4 ns2 np5 ns2 np6 Bloque d grupos 3 a 12 Configuración (n-1)d1 ns2 hasta (n-1)d10 ns2 Bloque f Configuración (n-2)f1 (n-1)s2 p6 d1 ns2 hasta (n-2)f14 (n-1)s2 p6 d1 ns2
PROPIEDADES PERIÓDICAS PROPIEDADES PERIÓDICAS - En los períodos, al avanzar hacia la derecha, aumenta en una unidad la carga nuclear y se añade un electrón, pero estos electrones no apantallan con efectividad de una unidad a los electrones de la misma capa, por lo que los electrones de la capa de valencia serán cada vez más atraídos por la carga positiva del núcleo. - En los grupos, al bajar en los mismos, los electrones entran cada vez en capas de mayor valor de n, por lo que irá aumentando su distancia al núcleo y por tanto, se sentirán menos atraídos.
PROPIEDADES PERIÓDICAS PROPIEDADES PERIÓDICAS RADIO ATÓMICO RADIO ATÓMICO Los radios aumentarán al descender en un grupo y disminuirán al aumentar el número atómico en un periodo. Periodos Grupos Aumenta
PROPIEDADES PERIÓDICAS PROPIEDADES PERIÓDICAS ENERGÍA DE IONIZACIÓN ( ENERGÍA DE IONIZACIÓN (I I) ) Es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo de ese elemento cuando se encuentra en estado fundamental y gaseoso, para formar un ion positivo. Se expresa referida a 1 mol. La E.I. aumentará al avanzar en un periodo y disminuirá a lo largo de un grupo. Periodos Grupos Aumenta
PROPIEDADES PERIÓDICAS PROPIEDADES PERIÓDICAS AFINIDAD ELECTRÓNICA (A. AFINIDAD ELECTRÓNICA (A. E. E.) ) Es la energía liberada cuando un átomo en estado fundamental y gaseoso incorpora un electrón libre, para formar un ion negativo. Se expresa referida a 1 mol. La A.E. aumentará al avanzar en un periodo y disminuirá a lo largo de un grupo. Periodos Grupos Aumenta
PROPIEDADES PERIÓDICAS PROPIEDADES PERIÓDICAS ELECTRONEGATIVIDAD ELECTRONEGATIVIDAD Es la tendencia que tiene un átomo a atraer sobre si los electrones que comparte con otro átomo. La electronegatividad aumentará al avanzar en un periodo y disminuirá a lo largo de un grupo. Periodos Grupos Aumenta
ENLACE QUÍMICO ENLACE QUÍMICO
AGRUPACIONES DE ÁTOMOS AGRUPACIONES DE ÁTOMOS ENLACES: ENLACES: Los átomos se agrupan formando combinaciones más estables (con menos energía) que los átomos individuales. Estas uniones se llaman enlaces. En la formación de enlaces se desprenderá una energía, llamada energía de enlace.
ENLACE COVALENTE ENLACE COVALENTE TEORÍA DE LEWIS TEORÍA DE LEWIS Cuando los átomos se unen entre sí tienden a conseguir una configuración electrónica con la última capa llena o con 8 electrones. La forma de conseguirlo es compartir pares de electrones entre los átomos que se unen para así conseguir la configuración de gas noble en la última capa.
+ 9 F: 1s2 , 2s2 2p5 9 F: 1s2 , 2s2 2p5 F2 ENLACE COVALENTE ENLACE COVALENTE Se comparten uno o más pares de electrones para formar una agrupación más estable, la molécula. +
Cl + Cl Cl Cl O + O O O O O O O O O = Cl Cl _ N + N N N N N ≡ ENLACE COVALENTE ENLACE COVALENTE DIAGRAMAS DE LEWIS DIAGRAMAS DE LEWIS
ENLACE COVALENTE ENLACE COVALENTE DIAGRAMAS DE LEWIS DIAGRAMAS DE LEWIS H H C H H H H N H . . H O H . . :
TEORÍA DE ENLACE VALENCIA (T. E. V.) TEORÍA DE ENLACE VALENCIA (T. E. V.) ENLACE COVALENTE ENLACE COVALENTE Se considera que el enlace covalente se forma por solapamiento de orbitales atómicos de los átomos que forman la molécula, produciéndose el apareamiento de los espines electrónicos. En algunos casos, los electrones inicialmente apareados en sus O.A. pueden desaparearse para participar en el enlace si existen orbitales vacíos en la misma capa (p. e. orbitales d).
En general se denomina enlace σ cuando los electrones que forman el enlace se encuentran simétricamente distribuidos con respecto al eje que une ambos núcleos
Se denomina enlace π cuando los electrones que forman el enlace se encuentran distribuidos por encima y por debajo del eje que une ambos núcleos
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS Orbitales híbridos: Son orbitales atómicos que se forman cuando dos o más orbitales no equivalentes del mismo átomo se combinan preparándose para la formación del enlace covalente. 1. Los orbitales atómicos que se combinan deben tener energías semejantes. 2. El número de orbitales híbridos obtenidos es igual al de orbitales atómicos combinados. 3. Los orbitales híbridos son mayores que los atómicos y su capacidad de solapamiento mayor, al estar dirigidos en la dirección del enlace. 4. Los orbitales híbridos estarán dirigidos desde el átomo central hacia unas direcciones determinadas dependiendo del número de orbitales atómicos combinados.
HIBRIDACIÓN sp HIBRIDACIÓN sp3 3
HIBRIDACIÓN sp HIBRIDACIÓN sp2 2
HIBRIDACIÓN sp HIBRIDACIÓN sp
TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (R. P. E. C. V.) (R. P. E. C. V.) ●Método para predecir la geometría de moléculas o iones. ●Supone que los pares de electrones de la capa de valencia del átomo central del compuesto se encuentran ordenados de manera que existe una separación máxima y, por tanto repulsión mínima, entre ellos determinando la geometría de la molécula.
TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (R. P. E. C. V.) (R. P. E. C. V.) 1. Calculamos el número total de electrones de valencia de la molécula. 2. Se divide entre dos para obtener el número de pares de electrones. 3. Se asigna un par de electrones para cada enlace entre cada átomo terminal y el central. 4. Se reparte el resto de pares de electrones empezando por los átomos terminales y terminando por el central (para adquirir el octeto) 5. Se cuenta el número de electrones que rodean al átomo central y se distribuyen de forma que las repulsiones sean mínimas. 6. Si todos los pares forman enlaces la geometría será la correspondiente a esa distribución.
TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (R. P. E. C. V.) (R. P. E. C. V.)
TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (R. P. E. C. V.) (R. P. E. C. V.) AB2 P AB3 P AB2 P2
RESONANCIA RESONANCIA Algunas moléculas pueden describirse con más de un diagrama de Lewis válido. Para explicar estas situaciones se propuso el concepto de resonancia: la estructura real de la molécula es una mezcla de todas las estructuras, llamadas formas resonantes o canónicas.
POLARIDAD DEL ENLACE Y MOMENTO DIPOLAR POLARIDAD DEL ENLACE Y MOMENTO DIPOLAR F H δ- δ+ Enlace polarizado Molécula dipolar F B F Enlaces polarizados Molécula apolar
ENLACE COVALENTE: MOLÉCULAS ENLACE COVALENTE: MOLÉCULAS
ENLACE COVALENTE: CAPAS O REDES ENLACE COVALENTE: CAPAS O REDES
ENLACE METÁLICO ENLACE METÁLICO Unión entre átomos de un metal que, convertidos en cationes, comparten los electrones cedidos. + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + MODELO DEL GAS ELECTRÓNICO O MAR DE ELECTRONES MODELO DEL GAS ELECTRÓNICO O MAR DE ELECTRONES
ENLACE METÁLICO ENLACE METÁLICO Los átomos que forman la red metálica, muy compacta, están muy próximos, de forma que sus orbitales atómicos de valencia se superponen entre sí, dando lugar a un conjunto de orbitales de energías muy parecidas que constituyen lo que se denomina banda de niveles energéticos. MODELO DE BANDAS MODELO DE BANDAS n OA E átomos aislados banda átomos en el cristal
ENLACE METÁLICO ENLACE METÁLICO MODELO DE BANDAS MODELO DE BANDAS O.A O.A Energía superposición Metales O.A O.A Energía semiconductores ΔE pequeño Banda vacía Banda llena O.A O.A Energía aislantes ΔE grande Banda vacía Banda llena
PROPIEDADES DE LOS METALES PROPIEDADES DE LOS METALES ● En la mayoría de los casos son sólidos de altos puntos de fusión. ● Buenos conductores de la electricidad. ● Son dúctiles y maleables. + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + - - - - - - - - - - - - - - - -
SUPERCONDUCTIVIDAD SUPERCONDUCTIVIDAD Fenómeno por el cual muchos metales y otros materiales conductores dejan de tener resistencia eléctrica por debajo de una determinada temperatura, llamada temperatura crítica. La teoría BCS explica el fenómeno en función del movimiento conjunto de pares de electrones que interactúan con la red de iones.
SUPERCONDUCTIVIDAD: APLICACIONES SUPERCONDUCTIVIDAD: APLICACIONES - Aceleradores de partículas. - Levitación magnética. - Resonancia magnética nuclear. - Conducción y almacenamiento de corriente eléctrica.
ENLACES INTERMOLECULARES ENLACES INTERMOLECULARES FUERZAS DE VAN DER WAALS - Fuerzas de orientación - Fuerzas de dispersión - Fuerzas dipolo-dipolo inducido. - Fuerzas ion-dipolo ENLACE DE HIDRÓGENO
FUERZAS INTERMOLECULARES DE ORIENTACIÓN FUERZAS INTERMOLECULARES DE ORIENTACIÓN (dipolo-dipolo) (dipolo-dipolo)
FUERZAS INTERMOLECULARES DE DISPERSIÓN FUERZAS INTERMOLECULARES DE DISPERSIÓN (dipolo instantáneo-dipolo inducido) (dipolo instantáneo-dipolo inducido) La movilidad de las nubes electrónicas puede conducir a la formación de un dipolo instantáneo que, a su vez, origine dipolos inducidos en moléculas cercanas, produciendo atracciones entre ellos.
FUERZAS DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO FUERZAS DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO
FUERZAS ION-DIPOLO FUERZAS ION-DIPOLO
ENLACE DE HIDRÓGENO ENLACE DE HIDRÓGENO
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES COVALENTES ● Se pueden presentar en los tres estados de agregación. Los sólidos suelen ser blandos y con puntos de fusión y ebullición bajos.
● Suelen ser solubles en disolventes orgánicos y poco solubles en agua. ● No suelen ser conductores de la electricidad PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES COVALENTES
+ ENLACE IÓNICO ENLACE IÓNICO + + 3 Li 9 F + + 3 Li+1 9 F-1 +1 -1 ÍNDICE DE COORDINACIÓN
ENERGÍA RETICULAR ENERGÍA RETICULAR La energía del enlace iónico dependerá de la carga de los iones de la distancia a la que se sitúen en la red. Energía reticular: La energía que se desprende al formarse un mol de cristal iónico a partir de sus iones componentes en estado gaseoso.
CICLO DE BORN-HABER CICLO DE BORN-HABER K (s) + ½ Br2 (l) KBr (s) ΔHºf ½ ΔH vap ΔH sub EI ½ ΔH dis AE UR ½ Br2 (g) Br (g) K (g) Br- (g) K+ (g) + ΔHºf = ΔH sub + EI + ½ ΔH vap + ½ ΔH dis + AE + UR
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS SÓLIDOS CRISTALINOS: Por la disposición de los iones. ELEVADOS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS DUROS PERO FRÁGILES: - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - +
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS SOLUBLES EN AGUA: + ¯ Ver vídeo 1 Ver vídeo 2
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA DISUELTOS EN AGUA O FUNDIDOS, PERO NO SÓLIDOS:
Rafael Ruiz Guerrero Departamento de Física y Química IES Fuensanta (Córdoba) Más recursos en www.pobrecaiman.blogspotcom www.fqrdv.blogspot.com

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Tema 2 estructuraatomicadelamateria_quim2ºbach_1718

  • 1.
    QUÍMICA 2º BACHILLERATO QUÍMICA2º BACHILLERATO TEMA 2 TEMA 2 LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA
  • 2.
  • 3.
    ¿DE QUÉ ESTÁFORMADA LA MATERIA? ¿DE QUÉ ESTÁ FORMADA LA MATERIA? LO QUE SABEMOS AHORA LO QUE SABEMOS AHORA EL ÁTOMO partícula símbolo Propiedades electrón e- Partículas de masa muy pequeña y carga negativa protón p+ Partículas de masa 1800 veces mayor que el electrón y carga positiva, igual en valor a la del electrón neutrón n Partículas de masa casi igual que el protón, sin carga. - + + + + + - - - - NÚCLEO CORTEZA
  • 4.
    CARACTERIZACIÓN DE LOSATÓMOS CARACTERIZACIÓN DE LOS ATÓMOS ¿QUÉ DIFERENCIA UNOS ÁTOMOS DE OTROS? ¿QUÉ DIFERENCIA UNOS ÁTOMOS DE OTROS? Nº ATÓMICO (Z): Nº de protones = Nº de electrones Nº MÁSICO (A): Nº de protones + Nº de neutrones Al 27 13 Número másico Número atómico
  • 5.
    ISÓTOPOS ISÓTOPOS + - + - - + 1 H 2 1 H 3 1 H 1 Átomos deun mismo elemento (igual número atómico) con distinto número másico (distinto número de neutrones).
  • 6.
    IONES IONES ¿QUÉ LE OCURREA UN ATÓMO SI PIERDE ¿QUÉ LE OCURRE A UN ATÓMO SI PIERDE ELECTRONES? ELECTRONES? ¿Y SI TIENE MÁS DE LA CUENTA? ¿Y SI TIENE MÁS DE LA CUENTA? Un ion es un átomo, o grupo de átomos, con carga eléctrica, debido a que haya perdido o ganado electrones. Pérdida de electrones Ion positivo CATIÓN Ganancia de electrones Ion negativo ANIÓN catión calcio: Ca+2 anión cloruro: Cl-
  • 7.
    LOS MODELOS ATÓMICOS LOSMODELOS ATÓMICOS TEORÍA ATÓMICA DE DALTON La materia es discontinua, formada por partículas indivisibles, los átomos. MODELO ATÓMICO DE THOMSON Esfera de carga positiva con electrones incrustados. Leyes de las reacciones químicas. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Experimento de la lámina de oro y partículas alfa. Descubrimiento del núcleo. Desde mediados del s. XIX el estudio del comportamiento eléctrico de la materia cuestiona la indivisibilidad del átomo. Descubrimiento del electrón. MODELO ATÓMICO DE BOHR Ecuación de los espectros atómicos, explicación del efecto fotoeléctrico, hipótesis de Planck.
  • 8.
    LOS EXPERIMENTOS DETHOMSON LOS EXPERIMENTOS DE THOMSON EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN VER VÍDEO SOBRE VER VÍDEO SOBRE LOS RAYOS CATÓDICOS LOS RAYOS CATÓDICOS ●Los rayos catódicos eran partículas con masa y tenían carga negativa. ● A estas partículas se las llamó electrones. ● El átomo no era indivisible y debía incluir los electrones.
  • 9.
    EL MODELO ATÓMICODE THOMSON EL MODELO ATÓMICO DE THOMSON Thomson imaginó que el átomo debía de ser una masa fluida cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.
  • 10.
    EL EXPERIMENTO DERUTHERFORD EL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
  • 11.
    EL MODELO ATÓMICODE RUTHERFORD EL MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Rutherford supuso que el átomo estaría formado por una parte central pequeñísima, con casi toda la masa y toda la carga positiva, el núcleo; y una parte externa, la corteza, prácticamente vacía y enorme en relación al núcleo, en la que estarían girando los electrones, en número igual al de unidades positivas en el núcleo. + - -
  • 12.
    LOS ESPECTROS ATÓMICOS LOSESPECTROS ATÓMICOS Espectro de la luz visible Espectro del hidrógeno El modelo de Rutherford no era capaz de explicar los espectros de emisión de los elementos
  • 13.
    RADIACIONES Y ESPECTROS RADIACIONESY ESPECTROS ESPECTROS ATÓMICOS ESPECTROS ATÓMICOS LA ECUACIÓN DE LOS ESPECTROS ATÓMICOS λ n2 1 n2 2 1 1 1 = R n2 > n1 y R (constante de Rydberg) es una cte de valor 1,097 · 107 m-1
  • 14.
    LA TEORÍA CUÁNTICADE PLANCK LA TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK En 1901 Max Planck, para explicar la emisión de luz por cuerpos calientes, propone que cada átomo sólo puede absorber o emitir energía radiante en pequeños paquetes energéticos (cuantos o fotones), de valor: ν = frecuencia de oscilación del átomo h = constante de Planck (6.626 · 10 -34 J· s) E = h · ν
  • 15.
    EL MODELO ATÓMICODE BOHR EL MODELO ATÓMICO DE BOHR ● PRIMER POSTULADO: El electrón puede girar en un cierto número de órbitas circulares o “estados estacionarios” alrededor del núcleo sin emitir energía radiante. ● SEGUNDO POSTULADO: Solo son posibles aquellas órbitas en las que el momento angular, L, de las mismas sea un múltiplo entero de h/2π. L = r · m · v = n· h/2π siendo n = 1, 2, 3... ● TERCER POSTULADO: Un electrón puede pasar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo energía en forma de radiación electromagnética, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck, ΔE = h·ν.
  • 16.
    + - - - E - luz - EL MODELO ATÓMICODE BOHR EL MODELO ATÓMICO DE BOHR Ver vídeo Las órbitas están caracterizadas por n (número cuántico principal) que cuantifica el valor del radio y de la energía de cada órbita.
  • 17.
    EL MODELO ATÓMICODE EL MODELO ATÓMICO DE BOHR-SOMMERFELD BOHR-SOMMERFELD Se observó en espectros de mayor resolución que la mayoría de líneas eran varias muy próximas, y que bajo la acción de un campo magnético las líneas se desdoblaban (efecto Zeeman):
  • 18.
    EL MODELO ATÓMICODE EL MODELO ATÓMICO DE BOHR-SOMMERFELD BOHR-SOMMERFELD Sommerfeld introdujo dos modificaciones: ● Posibilidad de órbitas elípticas. Hace falta un 2º número cuántico, secundario o azimutal, (l), que puede variar entre 0 y n-1. ● Posibilidad de diferentes orientaciones de la órbita en un campo magnético, introduciendo un tercer número cuántico, llamado magnético (m) y que varía entre – l y + l incluido el 0.
  • 19.
    EL MODELO ATÓMICODE EL MODELO ATÓMICO DE BOHR-SOMMERFELD BOHR-SOMMERFELD Posteriormente, con técnicas más sofisticadas se observó el desdoblamiento en dos de cada línea espectral, lo que llevó a introducir un último número cuántico llamado de spin, s o ms , relacionado con el momento de giro del electrón sobre sí mismo, y que puede tomar valores +1/2 y – 1/2.
  • 20.
    EL MODELO ATÓMICODE EL MODELO ATÓMICO DE BOHR-SOMMERFELD BOHR-SOMMERFELD Cada electrón queda caracterizado por cuatro números cuánticos: n,l, m y s. LIMITACIONES DEL MODELO
  • 21.
    EFECTO FOTOELÉCTRICO EFECTO FOTOELÉCTRICO Einsteinexplicó este efecto considerando la luz como partículas (fotones) con una energía hv cuantizada, que era comunicada a los electrones del metal. hv = hv0 + mv2 1 2 hv: energía aplicada hv0 :energía empleada en arrancar al electrón (trabajo de extracción) V0 : frecuencia umbral del metal E = hv Wextr = hv0 Metal e- Ec =1/2 mc2
  • 22.
    DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA En1905 Einstein aplicó la dualidad onda- partícula a la luz para explicar el efecto fotoeléctrico. En 1923 De Broglie aplicó esta hipótesis al electrón. E = h · ν E = m · c2 h · ν = h · c/λ = m · c2 λ = h m · v
  • 23.
    PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE PRINCIPIODE INCERTIDUMBRE El Principio de Incertidumbre de Heisenberg, postulado en 1927, establece que no es posible determinar con precisión la posición del electrón y su momento, sino que se cumple que: Δx · Δp > h/4π Δx = incertidumbre en la posición Δp = incertidumbre en el momento
  • 24.
    MODELO ONDULATORIO DELÁTOMO MODELO ONDULATORIO DEL ÁTOMO En 1926 Schrödinger, partiendo de la dualidad onda-partícula del electrón, de la teoría cuántica de Planck y el Principio de incertidumbre de Heisenberg, elabora un modelo matemático para describir el comportamiento del electrón en el átomo.
  • 25.
    MODELO ONDULATORIO DELÁTOMO MODELO ONDULATORIO DEL ÁTOMO Este modelo usa una función matemática, la función de onda (Ψ), cuyo cuadrado (Ψ2 ) es una medida de la probabilidad de encontrar al electrón en una determinada zona del espacio. ORBITAL ATÓMICO: ORBITAL ATÓMICO: Región del espacio en torno al núcleo en la cual puede encontrarse al electrón con una probabilidad de, al menos, el 90%.
  • 26.
    MODELO ONDULATORIO DELÁTOMO MODELO ONDULATORIO DEL ÁTOMO La resolución de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno implica la introducción de tres números cuánticos, n, l y ml . símbolo número cuántico valores determina n principal 1, 2, 3 ... tamaño y energía del orbital l Secundario o azimutal 0 a (n - 1) forma del orbital ml magnético de + l a – l incluido 0 orientación del orbital s de spín +1/2 y -1/2 momento magnético
  • 27.
    ORBITALES ATÓMICOS ORBITALES ATÓMICOS n= 1 l = 0 ml = 0 1s l = 0 ml = 0 2s ml = 1 l = 1 ml = 0 2p (px , py , pz ) ml = -1 n = 2 l = 0 ml = 0 3s ml = 1 l = 1 ml = 0 3p (px , py , pz ) ml = -1 ml = 2 ml = 1 l = 2 ml = 0 3d ml = -1 ml = -2 n = 3
  • 28.
  • 29.
    CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ●K 1s ● L 2s 2p ● M 3s 3p 3d ● N 4s 4p 4d 4f ● O 5s 5p 5d 5f ● P 6s 6p 6d ● Q 7s 7p Distribución de los electrones en un átomo en las distintas capas y subcapas. Ejemplo: 17 Cl: 1s2 , 2s2 2p6 , 3s2 3p5
  • 30.
    PRINCIPIO DE EXCLUSIÓNDE PAULI PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. Consecuencia: en un orbital sólo puede haber dos electrones, uno con s = ½ y otro con s = - ½. (electrones apareados)
  • 31.
    REGLA DE HUND REGLADE HUND En orbitales que tiene iguales valores de n y l (con igual energía, orbitales p, d y f) los electrones tenderán a ocupar el mayor número posible de ellos (distintos valores de ml ). Tienden a estar lo más desapareados posible.
  • 32.
    ESTADO EXCITADO ESTADO EXCITADO Denominamosestado excitado a cualquier ordenación posible de los electrones que no siga el llena de electrones con secuencia energética de mínima energía. Ejemplo: 1s2 , 2s1 2p3 En lugar de: 1s2 , 2s2 2p2
  • 33.
    NÚCLEO partícula símbolo Carga(C) Masa (kg) protón p+ 1.602·10-9 1.673·10-27 neutrón n 0 1.675·10-27 CORTEZA electrón e- 1.602·10-9 9.110·10-31 PARTÍCULAS SUBATÓMICAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS En 1930 se predijo la existencia de antimateria.
  • 34.
    PARTÍCULAS SUBATÓMICAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS ELMODELO STÁNDAR EL MODELO STÁNDAR Intenta describir toda la materia y todas las fuerzas existentes en el universo, excepto la gravedad. Hay dos tipos de partículas fundamentales: ●Partículas materiales (FERMIONES) Quarks Leptones ●Partículas portadoras de fuerza (BOSONES GAUGE)
  • 35.
    quarks carga u ct +2/3 d s b -1/3 p+ → 2 u + 1 d n → 2 d + 1u
  • 37.
    TABLA PERIÓDICA TABLA PERIÓDICA Bloques Bloque d Bloque p Bloque f
  • 38.
    TABLA PERIÓDICA TABLA PERIÓDICA Bloques Bloque p grupo 1 2 13 14 15 16 17 18 Configuración ns1 ns2 ns2 np1 ns2 np2 ns2 np3 ns2 np4 ns2 np5 ns2 np6 Bloque d grupos 3 a 12 Configuración (n-1)d1 ns2 hasta (n-1)d10 ns2 Bloque f Configuración (n-2)f1 (n-1)s2 p6 d1 ns2 hasta (n-2)f14 (n-1)s2 p6 d1 ns2
  • 39.
    PROPIEDADES PERIÓDICAS PROPIEDADES PERIÓDICAS -En los períodos, al avanzar hacia la derecha, aumenta en una unidad la carga nuclear y se añade un electrón, pero estos electrones no apantallan con efectividad de una unidad a los electrones de la misma capa, por lo que los electrones de la capa de valencia serán cada vez más atraídos por la carga positiva del núcleo. - En los grupos, al bajar en los mismos, los electrones entran cada vez en capas de mayor valor de n, por lo que irá aumentando su distancia al núcleo y por tanto, se sentirán menos atraídos.
  • 40.
    PROPIEDADES PERIÓDICAS PROPIEDADES PERIÓDICAS RADIOATÓMICO RADIO ATÓMICO Los radios aumentarán al descender en un grupo y disminuirán al aumentar el número atómico en un periodo. Periodos Grupos Aumenta
  • 41.
    PROPIEDADES PERIÓDICAS PROPIEDADES PERIÓDICAS ENERGÍADE IONIZACIÓN ( ENERGÍA DE IONIZACIÓN (I I) ) Es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo de ese elemento cuando se encuentra en estado fundamental y gaseoso, para formar un ion positivo. Se expresa referida a 1 mol. La E.I. aumentará al avanzar en un periodo y disminuirá a lo largo de un grupo. Periodos Grupos Aumenta
  • 42.
    PROPIEDADES PERIÓDICAS PROPIEDADES PERIÓDICAS AFINIDADELECTRÓNICA (A. AFINIDAD ELECTRÓNICA (A. E. E.) ) Es la energía liberada cuando un átomo en estado fundamental y gaseoso incorpora un electrón libre, para formar un ion negativo. Se expresa referida a 1 mol. La A.E. aumentará al avanzar en un periodo y disminuirá a lo largo de un grupo. Periodos Grupos Aumenta
  • 43.
    PROPIEDADES PERIÓDICAS PROPIEDADES PERIÓDICAS ELECTRONEGATIVIDAD ELECTRONEGATIVIDAD Esla tendencia que tiene un átomo a atraer sobre si los electrones que comparte con otro átomo. La electronegatividad aumentará al avanzar en un periodo y disminuirá a lo largo de un grupo. Periodos Grupos Aumenta
  • 44.
  • 45.
    AGRUPACIONES DE ÁTOMOS AGRUPACIONESDE ÁTOMOS ENLACES: ENLACES: Los átomos se agrupan formando combinaciones más estables (con menos energía) que los átomos individuales. Estas uniones se llaman enlaces. En la formación de enlaces se desprenderá una energía, llamada energía de enlace.
  • 46.
    ENLACE COVALENTE ENLACE COVALENTE TEORÍADE LEWIS TEORÍA DE LEWIS Cuando los átomos se unen entre sí tienden a conseguir una configuración electrónica con la última capa llena o con 8 electrones. La forma de conseguirlo es compartir pares de electrones entre los átomos que se unen para así conseguir la configuración de gas noble en la última capa.
  • 47.
    + 9 F: 1s2 , 2s2 2p5 9 F:1s2 , 2s2 2p5 F2 ENLACE COVALENTE ENLACE COVALENTE Se comparten uno o más pares de electrones para formar una agrupación más estable, la molécula. +
  • 48.
    Cl + ClCl Cl O + O O O O O O O O O = Cl Cl _ N + N N N N N ≡ ENLACE COVALENTE ENLACE COVALENTE DIAGRAMAS DE LEWIS DIAGRAMAS DE LEWIS
  • 49.
    ENLACE COVALENTE ENLACE COVALENTE DIAGRAMASDE LEWIS DIAGRAMAS DE LEWIS H H C H H H H N H . . H O H . . :
  • 50.
    TEORÍA DE ENLACEVALENCIA (T. E. V.) TEORÍA DE ENLACE VALENCIA (T. E. V.) ENLACE COVALENTE ENLACE COVALENTE Se considera que el enlace covalente se forma por solapamiento de orbitales atómicos de los átomos que forman la molécula, produciéndose el apareamiento de los espines electrónicos. En algunos casos, los electrones inicialmente apareados en sus O.A. pueden desaparearse para participar en el enlace si existen orbitales vacíos en la misma capa (p. e. orbitales d).
  • 51.
    En general sedenomina enlace σ cuando los electrones que forman el enlace se encuentran simétricamente distribuidos con respecto al eje que une ambos núcleos
  • 52.
    Se denomina enlaceπ cuando los electrones que forman el enlace se encuentran distribuidos por encima y por debajo del eje que une ambos núcleos
  • 53.
    HIBRIDACIÓN DE ORBITALESATÓMICOS HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS Orbitales híbridos: Son orbitales atómicos que se forman cuando dos o más orbitales no equivalentes del mismo átomo se combinan preparándose para la formación del enlace covalente. 1. Los orbitales atómicos que se combinan deben tener energías semejantes. 2. El número de orbitales híbridos obtenidos es igual al de orbitales atómicos combinados. 3. Los orbitales híbridos son mayores que los atómicos y su capacidad de solapamiento mayor, al estar dirigidos en la dirección del enlace. 4. Los orbitales híbridos estarán dirigidos desde el átomo central hacia unas direcciones determinadas dependiendo del número de orbitales atómicos combinados.
  • 54.
  • 55.
  • 56.
  • 57.
    TEORÍA DE REPULSIÓNDE PARES DE TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (R. P. E. C. V.) (R. P. E. C. V.) ●Método para predecir la geometría de moléculas o iones. ●Supone que los pares de electrones de la capa de valencia del átomo central del compuesto se encuentran ordenados de manera que existe una separación máxima y, por tanto repulsión mínima, entre ellos determinando la geometría de la molécula.
  • 58.
    TEORÍA DE REPULSIÓNDE PARES DE TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (R. P. E. C. V.) (R. P. E. C. V.) 1. Calculamos el número total de electrones de valencia de la molécula. 2. Se divide entre dos para obtener el número de pares de electrones. 3. Se asigna un par de electrones para cada enlace entre cada átomo terminal y el central. 4. Se reparte el resto de pares de electrones empezando por los átomos terminales y terminando por el central (para adquirir el octeto) 5. Se cuenta el número de electrones que rodean al átomo central y se distribuyen de forma que las repulsiones sean mínimas. 6. Si todos los pares forman enlaces la geometría será la correspondiente a esa distribución.
  • 59.
    TEORÍA DE REPULSIÓNDE PARES DE TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (R. P. E. C. V.) (R. P. E. C. V.)
  • 60.
    TEORÍA DE REPULSIÓNDE PARES DE TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (R. P. E. C. V.) (R. P. E. C. V.) AB2 P AB3 P AB2 P2
  • 61.
    RESONANCIA RESONANCIA Algunas moléculas puedendescribirse con más de un diagrama de Lewis válido. Para explicar estas situaciones se propuso el concepto de resonancia: la estructura real de la molécula es una mezcla de todas las estructuras, llamadas formas resonantes o canónicas.
  • 62.
    POLARIDAD DEL ENLACEY MOMENTO DIPOLAR POLARIDAD DEL ENLACE Y MOMENTO DIPOLAR F H δ- δ+ Enlace polarizado Molécula dipolar F B F Enlaces polarizados Molécula apolar
  • 63.
  • 64.
    ENLACE COVALENTE: CAPASO REDES ENLACE COVALENTE: CAPAS O REDES
  • 65.
    ENLACE METÁLICO ENLACE METÁLICO Uniónentre átomos de un metal que, convertidos en cationes, comparten los electrones cedidos. + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + MODELO DEL GAS ELECTRÓNICO O MAR DE ELECTRONES MODELO DEL GAS ELECTRÓNICO O MAR DE ELECTRONES
  • 66.
    ENLACE METÁLICO ENLACE METÁLICO Losátomos que forman la red metálica, muy compacta, están muy próximos, de forma que sus orbitales atómicos de valencia se superponen entre sí, dando lugar a un conjunto de orbitales de energías muy parecidas que constituyen lo que se denomina banda de niveles energéticos. MODELO DE BANDAS MODELO DE BANDAS n OA E átomos aislados banda átomos en el cristal
  • 67.
    ENLACE METÁLICO ENLACE METÁLICO MODELODE BANDAS MODELO DE BANDAS O.A O.A Energía superposición Metales O.A O.A Energía semiconductores ΔE pequeño Banda vacía Banda llena O.A O.A Energía aislantes ΔE grande Banda vacía Banda llena
  • 68.
    PROPIEDADES DE LOSMETALES PROPIEDADES DE LOS METALES ● En la mayoría de los casos son sólidos de altos puntos de fusión. ● Buenos conductores de la electricidad. ● Son dúctiles y maleables. + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + - - - - - - - - - - - - - - - -
  • 69.
    SUPERCONDUCTIVIDAD SUPERCONDUCTIVIDAD Fenómeno por elcual muchos metales y otros materiales conductores dejan de tener resistencia eléctrica por debajo de una determinada temperatura, llamada temperatura crítica. La teoría BCS explica el fenómeno en función del movimiento conjunto de pares de electrones que interactúan con la red de iones.
  • 70.
    SUPERCONDUCTIVIDAD: APLICACIONES SUPERCONDUCTIVIDAD: APLICACIONES -Aceleradores de partículas. - Levitación magnética. - Resonancia magnética nuclear. - Conducción y almacenamiento de corriente eléctrica.
  • 71.
    ENLACES INTERMOLECULARES ENLACES INTERMOLECULARES FUERZASDE VAN DER WAALS - Fuerzas de orientación - Fuerzas de dispersión - Fuerzas dipolo-dipolo inducido. - Fuerzas ion-dipolo ENLACE DE HIDRÓGENO
  • 72.
    FUERZAS INTERMOLECULARES DEORIENTACIÓN FUERZAS INTERMOLECULARES DE ORIENTACIÓN (dipolo-dipolo) (dipolo-dipolo)
  • 73.
    FUERZAS INTERMOLECULARES DEDISPERSIÓN FUERZAS INTERMOLECULARES DE DISPERSIÓN (dipolo instantáneo-dipolo inducido) (dipolo instantáneo-dipolo inducido) La movilidad de las nubes electrónicas puede conducir a la formación de un dipolo instantáneo que, a su vez, origine dipolos inducidos en moléculas cercanas, produciendo atracciones entre ellos.
  • 74.
  • 75.
  • 76.
  • 77.
    PROPIEDADES DE LOSCOMPUESTOS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES COVALENTES ● Se pueden presentar en los tres estados de agregación. Los sólidos suelen ser blandos y con puntos de fusión y ebullición bajos.
  • 78.
    ● Suelen sersolubles en disolventes orgánicos y poco solubles en agua. ● No suelen ser conductores de la electricidad PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES COVALENTES
  • 79.
    + ENLACE IÓNICO ENLACE IÓNICO ++ 3 Li 9 F + + 3 Li+1 9 F-1 +1 -1 ÍNDICE DE COORDINACIÓN
  • 80.
    ENERGÍA RETICULAR ENERGÍA RETICULAR Laenergía del enlace iónico dependerá de la carga de los iones de la distancia a la que se sitúen en la red. Energía reticular: La energía que se desprende al formarse un mol de cristal iónico a partir de sus iones componentes en estado gaseoso.
  • 81.
    CICLO DE BORN-HABER CICLODE BORN-HABER K (s) + ½ Br2 (l) KBr (s) ΔHºf ½ ΔH vap ΔH sub EI ½ ΔH dis AE UR ½ Br2 (g) Br (g) K (g) Br- (g) K+ (g) + ΔHºf = ΔH sub + EI + ½ ΔH vap + ½ ΔH dis + AE + UR
  • 82.
    PROPIEDADES DE LOSCOMPUESTOS IÓNICOS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS SÓLIDOS CRISTALINOS: Por la disposición de los iones. ELEVADOS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN
  • 83.
    PROPIEDADES DE LOSCOMPUESTOS IÓNICOS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS DUROS PERO FRÁGILES: - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - +
  • 84.
    PROPIEDADES DE LOSCOMPUESTOS IÓNICOS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS SOLUBLES EN AGUA: + ¯ Ver vídeo 1 Ver vídeo 2
  • 85.
    PROPIEDADES DE LOSCOMPUESTOS IÓNICOS PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA DISUELTOS EN AGUA O FUNDIDOS, PERO NO SÓLIDOS:
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    Rafael Ruiz Guerrero Departamentode Física y Química IES Fuensanta (Córdoba) Más recursos en www.pobrecaiman.blogspotcom www.fqrdv.blogspot.com