Estructura de la Materia

Teoría Ejercicios

Estructura de la Materia

La estructura de la materia estudia la organización de los átomos, sus propiedades y cómo estas determinan el comportamiento químico de los elementos y compuestos. Comprende desde la estructura atómica hasta los diferentes tipos de enlace químico.

Video introductorio

Evolución de los Modelos Atómicos

Modelo de Dalton (1803)

Los átomos son partículas indivisibles e indestructibles
Todos los átomos de un elemento son idénticos
Los compuestos se forman por combinación de átomos en proporciones definidas

Modelo de Thomson (1904)

"Pudín de pasas": electrones embebidos en una masa positiva
Primer modelo que incluye electrones
Explicaba la neutralidad eléctrica de los átomos

Modelo de Rutherford (1911)

Núcleo denso y positivo en el centro
Electrones orbitando alrededor del núcleo
La mayor parte del átomo es espacio vacío
Problema: electrón acelerado debería radiar energía y colapsar

Ejemplo: Experimento de Rutherford con lámina de oro

Bombardeó una lámina delgada de oro (espesor ~1 μm) con partículas alfa (núcleos de helio) de una fuente radiactiva. Observó que la mayoría de partículas atravesaban la lámina sin desviarse. Un pequeño porcentaje se desviaba en ángulos grandes, incluso rebotaban hacia atrás. Esto llevó a la conclusión de que el átomo tiene un núcleo denso pequeño rodeado de espacio vacío con electrones.

Modelo de Bohr (1913)

Introdujo postulados cuánticos:

Los electrones solo pueden existir en órbitas específicas (estados estacionarios)
En estas órbitas no radian energía
La radiación ocurre solo en transiciones entre órbitas
El momento angular está cuantizado:
\[L = n\hbar\]
Energías permitidas para el hidrógeno:
\[E_n = - \frac{13.6}{n^2} \text{ eV}\]

Modelo Mecánico-Cuántico (1926)

Visualización de orbitales

Basado en la ecuación de Schrödinger, describe la probabilidad de encontrar electrones en regiones del espacio llamadas orbitales.

Números Cuánticos

Cuatro números cuánticos describen completamente el estado de un electrón en un átomo:

1. Número cuántico principal (n)

Valores: 1, 2, 3, 4, ...
Indica el nivel de energía principal
Determina el tamaño aproximado del orbital
Máximo de electrones en un nivel:2n²

2. Número cuántico azimutal (l)$

Valores: 0, 1, 2, ..., (n-1)
Determina la forma del orbital
l = 0: orbital s (esférico)
l = 1: orbital p (bilobular)
l = 2: orbital d (complejo)
l = 3: orbital f (muy complejo)

3. Número cuántico magnético (ml)

Valores: -l, -(l-1), ..., 0, ..., +(l-1), +l
Determina la orientación espacial del orbital
Para p: ml = -1, 0, +1 (3 orbitales)
Para d: ml = -2, -1, 0, +1, +2 (5 orbitales)

4. Número cuántico de espín (ms)

Valores: +1/2 o -1/2
Describe el espín intrínseco del electrón
Permite máximo 2 electrones por orbital

Configuración Electrónica

Principios de llenado

Principio de Aufbau

Los electrones llenan los orbitales desde menor a mayor energía:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p

Principio de exclusión de Pauli

No pueden existir dos electrones en un átomo con los cuatro números cuánticos iguales. Máximo 2 electrones por orbital con espines opuestos.

Regla de Hund

Los electrones ocupan orbitales de igual energía individualmente antes de aparearse, todos con el mismo espín.

Notaciones de configuración electrónica

Notación completa

Ejemplo: Configuración electrónica del Oxígeno (O, Z=8)

Método paso a paso: Siguiendo el orden de llenado: 1s² 2s² 2p⁴ Diagrama orbital: 1s: ↑↓ | 2s: ↑↓ | 2p: ↑↓ ↑ ↑ El oxígeno tiene 2 electrones desapareados en sus orbitales p, lo que afecta su magnetismo y reactividad.

Fe (Z=26): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶

Notación abreviada

Fe (Z=26): [Ar] 4s² 3d⁶

Diagrama orbital

Muestra cada orbital con flechas indicando el espín de los electrones.

Propiedades Periódicas

Radio atómico

Tendencia en un período: Disminuye de izquierda a derecha
Tendencia en un grupo: Aumenta de arriba hacia abajo
Causa: Carga nuclear efectiva y número de niveles electrónicos

Energía de ionización

Energía necesaria para quitar un electrón de un átomo gaseoso:

\[X_{(g)} \rightarrow X^+{(g)} + e^-\]

Tendencia en un período: Aumenta de izquierda a derecha

Tendencia en un grupo: Disminuye de arriba hacia abajo

Ionizaciones sucesivas: EI₁ < EI₂ < EI₃ < ...

Comparativa visual de tipos de enlace

Afinidad electrónica

Energía liberada cuando un átomo gaseoso acepta un electrón:

\[X{(g)} + e^- \rightarrow X^-_{(g)}\]

Generalmente aumenta hacia la derecha en un período
Los halógenos tienen las afinidades electrónicas más altas

Electronegatividad

Capacidad de un átomo para atraer electrones en un enlace químico.

Escala de Pauling: F = 4.0 (mayor electronegatividad)
Tendencia en un período: Aumenta hacia la derecha
Tendencia en un grupo: D

Ejemplo: Formación del NaCl

El sodio (Na) tiene configuración [Ne] 3s¹, con tendencia a perder 1 electrón para alcanzar la configuración noble. El cloro (Cl) tiene configuración [Ne] 3s² 3p⁵, con tendencia a ganar 1 electrón. Na pierde su electrón 3s para formar Na⁺, mientras que Cl gana ese electrón para formar Cl⁻. La atracción electrostática entre Na⁺ y Cl⁻ forma el enlace iónico.isminuye hacia abajo

Enlace Químico

Ejemplo: Formación del enlace O-H en el agua

El oxígeno (EN = 3.44) y el hidrógeno (EN = 2.20) tienen diferencia de electronegatividad de 1.24. Esto indica un enlace covalente polar, no es una transferencia completa de electrones. Los electrones se distribuyen desigualmente, el oxígeno atrae más densidad electrónica. Esto crea un dipolo permanente en la molécula de agua.

### Tipos principales de enlace

Enlace iónico

Formado por transferencia de electrones entre un metal (baja electronegatividad) y un no metal (alta electronegatividad).

Diferencia de electronegatividad: > 1.7
Propiedades: Altos puntos de fusión, conducen electricidad en estado fundido
Ejemplo: NaCl, MgO, CaF₂

Enlace covalente

Formado por compartición de electrones entre átomos de electronegatividades similares.

Covalente puro: Diferencia de electronegatividad ≈ 0
Covalente polar: Diferencia de electronegatividad 0.4 - 1.7
Tipos: Simple, doble, triple
Ejemplo: H₂, H₂O, CO₂, N₂

Enlace metálico

Formado por un "mar de electrones" deslocalizados entre cationes metálicos.

Propiedades: Conductividad eléctrica y térmica, maleabilidad, ductilidad
Modelo: Electrones de valencia deslocalizados

Teoría de enlace de valencia

Hibridación

Combinación de orbitales atómicos para formar orbitales híbridos equivalentes.

sp³: 4 enlaces sigma, geometría tetraédrica (CH₄)
sp²: 3 enlaces sigma, geometría trigonal plana (BF₃)
sp: 2 enlaces sigma, geometría lineal (BeF₂)

Enlaces sigma (σ) y pi (π)

Enlace σ: Solapamiento frontal de orbitales
Enlace π: Solapamiento lateral de orbitales p
Enlace simple: 1 σ
Enlace doble: 1 σ + 1 π
Enlace triple: 1 σ + 2 π

Geometría molecular (VSEPR)

La geometría molecular se determina por la repulsión de los pares de electrones de valencia (enlazantes y no enlazantes).

Pares electrónicos	Geometría	Ejemplo	Ángulo
2	Lineal	CO₂	180°
3	Trigonal plana	BF₃	120°
4	Tetraédrica	CH₄	109.5°
4 (2 pares libres)	Angular	H₂O	104.5°

Fuerzas Intermoleculares

Tipos de fuerzas intermoleculares

Fuerzas de van der Waals

Fuerzas de London (dispersión): Presentes en todas las moléculas
Interacciones dipolo-dipolo: Entre moléculas polares
Fuerzas ion-dipolo: Entre iones y moléculas polares

Puentes de hidrógeno

Interacción especial cuando H está unido a N, O o F y se acerca a otro N, O o F.

Más fuerte que las fuerzas de van der Waals
Responsable de propiedades únicas del agua
Importante en proteínas y ADN

Relación con propiedades físicas

Punto de ebullición: Mayor fuerza intermolecular → mayor Tb
Solubilidad: "Lo similar disuelve lo similar"
Viscosidad: Relacionada con fuerzas intermoleculares

Ejemplos Resueltos

Ejemplo 1: Configuración electrónica

Problema: Escribe la configuración electrónica del ion Fe³⁺ (Z=26). Solución:

Configuración del Fe neutro:

Fe: [Ar] 4s² 3d⁶

Para formar Fe³⁺, se pierden 3 electrones:

Primero se pierden los 2 electrones 4s, luego 1 electrón 3d

Configuración del Fe³⁺:

Fe³⁺: [Ar] 3d⁵

Diagrama orbital del Fe³⁺:

3d: ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ (5 electrones desapareados)

Ejemplo 2: Geometría molecular

Problema: Determina la geometría molecular del amoniaco (NH₃). Solución:

Estructura de Lewis del NH₃:

N (5 e⁻ valencia) + 3H (3 e⁻) = 8 e⁻ totales N forma 3 enlaces con H y tiene 1 par libre

Geometría electrónica:

4 pares electrónicos → tetraédrica

Geometría molecular:

3 átomos + 1 par libre → piramidal trigonal

Ángulo de enlace:

≈ 107° (menor que 109.5° debido al par libre)

Ejemplo 3: Energía de red

Problema: ¿Por qué el MgO tiene mayor punto de fusión (2852°C) que el NaCl (801°C)? Solución: La energía de red se relaciona con la ecuación:

\[U \propto \frac{q_1 \cdot q_2}{r_0}\]

Para NaCl: q₁ = +1, q₂ = -1, producto = 1 Para MgO: q₁ = +2, q₂ = -2, producto = 4 El MgO tiene cargas 4 veces mayores, resultando en una energía de red mucho mayor y, por tanto, mayor punto de fusión.