CONCEPTOS GENERALES:
Las Ondas: Características
Reflexión de ondas Difracción de ondas
Las Partículas: Características
Masa Velocidad
La Luz
Refracción
Reflexión
Patrón de Difracción de la Luz
El Átomo: Estructura
Protón (p+):
• Masa: 1,6 𝑥 10−27 𝑘𝑔
• Gravedad y carga eléctrica Neutrón (n0):
• Masa: 1,6 𝑥 10−27 𝑘𝑔
• Gravedad y carga eléctrica Electrón (e-):
• Masa: 9,1 𝑥 10−31 𝑘𝑔
• Gravedad y carga eléctrica
99,95 % de la masa del átomo está contenida en el núcleo.
Electrones: Observaciones
• Albert Einstein y Max Planck 𝐸 = ℎ𝜈 = ℎ 𝜆𝑐
• 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?
El Átomo: Estructura
N = 1 N = 2
N = 3 N = 4
N = 5 N = 6
Energía del fotón coincide con la energía usada para subir el escalón.
El Átomo: Estructura
• Cada «brinco» lo hace el electrón.
• Para dar el «brinco» absorbe energía. Para «bajar» del brinco, emite energía.
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
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?
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
Apartamentos S = Orbital s
Apt P = Orbital p
Apt D = Orbital d
Apt F = Orbital f
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)
Estructura del átomo
Regla del octeto: capa llena de electrones es más estable y los átomos
¿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.
Orbitales Moleculares
Condiciones:
• Orbital atómico vacío o con sólo 1 electrón.
Enlaces
•
Enlace iónico: Ión – ión
•
Enlace covalente: se comparten electrones
•
Busca completar el octeto
Ión – Ión: Metal + No Metal
Na+ Cl
4 enlaces simples
•
Metano CH
4: 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.
Hibridación Orbitales, sp
3
•
Carbono: 1s
22s
22p
x1
2p
y12px 2py 2pz
2s E1 E2
sp3 sp3 sp3 sp3
Todos con la misma energía
• Todos los orbitales con misma energía.
• Todos con misma distancia.
Orbitales Híbridos: Orbital sp
3
• 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
2 enlaces simples, 1 enlace doble
•
Eteno. H
2C=CH
2•
Analizando solo uno de los carbonos. Hay que
acomodar 4 átomos, 4 pares de electrones.
•
Se hibridan los orbitales atómicos a 3 orbitales sp
2y
se deja un orbital p sin hibridar.
Hibridación Orbitales, sp
2
2px 2py 2pz
2s E1 E2
2py
sp2 sp2 sp2
Todos con la misma energía
• Todos con la misma energía
• 3 enlaces con la misma distancia, 1 más corto.
Hibridación sp
2
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
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.
Hibridación Orbitales, sp
2px 2py 2pz
2s E1 E2
2py
sp sp
2pz
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.
Hibridación Orbitales, sp
3
•
Oxígeno: 1s
22s
22p
x2
2p
y12p
z12px 2py 2pz
2s E1 E2
sp3 sp3 sp3 sp3
Todos con la misma energía
O
H C
Hibridación Orbitales, sp
2
•
Oxígeno: 1s
22s
22p
x2
2p
y12p
z12px 2py 2pz
2s E1 E2
sp2 sp2 sp2
p
Todos con la misma energía
C O
H H
Pares e- libres, sp2
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