Los organelos en las celulas eucariotas (taller practico)
e
1. QUÍMICA GENERAL
Bioquímica y Farmacia
Industrias Agropecuarias
Biología
Msc. José Miguel Andrade
jmandrade@utpl.edu.ec
2. Eleme
ntos
Z A #e- #n #p Q
P 87 225
R 220 84 0
S 72 105
T 200 68 0
LECCIÓN 4.
Complete el siguiente cuadro a partir de la información.
Diga cual de los elementos representan isótopos e isóbaros.
3. 5. Estructura atómica: iones y
átomos
5.1. Descubrimiento de la estructura atómica.
5.2. Los electrones en los átomos.
5.3. Modelo mecánico cuántico del átomo.
5.4. Niveles energéticos de los electrones.
5.5. Electrones de valencia y símbolos de Lewis.
5.6. Subniveles de energía y orbitales.
5.7. Subniveles energéticos y tabla periódica.
5.8. Configuraciones electrónicas y diagramas de orbitales.
6. Dalton (1803)
• Introduce la idea
de la discontinuidad
de la materia, es
decir, la primera
teoría científica que
considera que la
materia está
dividida en átomos.
8. Thomson considera al átomo como una gran esfera
con carga eléctrica positiva (intuyó la existencia de
carga positiva en el átomo), en la cual se distribuyen
los electrones como pequeños granitos (de forma
similar a las pepitas de una sandía).
9. Rutherford (1911)
• La experiencia de
Rutherford, invalida
en gran parte el
modelo anterior y
supone una revolución
en el conocimiento de
la materia.
10. Rutherford introduce el modelo planetario, que es
el más utilizado aún hoy en día. Considera que el
átomo se divide en:
11. - Un núcleo central, que contiene los protones y
neutrones (y por tanto allí se concentra toda la
carga positiva y casi toda la masa del átomo) .
- Una corteza, formada por los electrones, que
giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, de
forma similar a como los planetas giran alrededor
del Sol.
12. Bohr (1913)
Bohr propuso un nuevo
modelo atómico, a partir
de los descubrimientos
sobre la naturaleza de la
luz y la energía.
13. Postulados
•Los electrones giran en
torno al núcleo en niveles
energéticos bien definidos.
•Cada nivel puede contener
un número máximo de
electrones.
•Es un modelo precursor del
actual.
14. Modelo Actual
CORTEZA electrones.
ÁTOMO protones.
NÚCLEO
neutrones.
• Los electrones se distribuyen en una determinada zona
llamada ORBITAL. Y se distribuyen en diferentes niveles
energéticos en las diferentes capas.
15. 5.2 Los electrones en los átomos
Bohr: Los electrones de los átomos están en
niveles de energía específicos.
Los electrones no pueden tener cualquier
cantidad de energía, deben tener ciertos
valores específicos.
La energía total de un electrón cambia al pasar
de un nivel de energía a otro dentro de un
átomo.
16. La absorción de un fotón o
cuanto de energía eleva al
electrón a un nivel más alto de
energía estado excitado.
Existen 4 métodos para llevar
electrones de átomos a niveles
altos de energía:
1. Calor
2. Luz
3. Bombardeo con
electrones
17. Modelo atómico de Bohr: Los electrones se
mueven en orbitas en torno al núcleo.
Los átomos que tienen todos sus electrones
en sus estados de energía más bajos estado
basal.
Ionizacion: ocurre si un átomo recibe la
energía suficiente y se le puede arrancar uno o
más electrones. Se forman iones con cargas
1+. 2+ o 3+ cuando un átomo pierde 1,2,o 3
electrones.
Energía de ionización: es la energía necesaria
para extraer un electrón de un átomo gaseoso
18. Átomos de Bohr y electrones de
valencia.
Cada nivel de energía solo podía tener
cierto número de electrones.
El número máximo de electrones en un
nivel de energía 2n2 dónde n= al nivel de
energía que se esta llenando.
Nivel 2n2 Número máximo de
electrones
1 2(1)2 2
2 2(2)2 8
3 2(3)2 18
4 2(4)2 32
19. Ejemplos de H, He y Li.
Los electrones del nivel de energía
mas externo se conoce como
electrones de valencia.
◦ N, O, F, Na
Diagrama de Bohr. (ejercicios)
◦ 5.4
◦ 5.45
◦ 5.47
◦ 5.49
21. De Broglie: Sugiere que los electrones se
comportan de dos formas, tanto como partículas
y como ondas.
Schrödinger: Formuló una ecuación
probabilística que incluía las propiedades de
onda, la naturaleza de partículas y las
restricciones cuánticas de los electrones.
El mismo permite obtener valores que
corresponden a regiones de alta probabilidad
de encontrar a los electrones en torno a un
núcleo.
22. Principio de incertidumbre de Heisenberg.
◦ Heisenberg llegó a una conclusión de que es
imposible establecer con precisión tanto la posición
como la energía de un e-.
◦ Si electrón se comporta como partícula, debería ser
posible establecer de forma precisa su ubicación;
pero si es una onda como lo propuso De Broglie,
entonces no podemos conocer su ubicación precisa.
◦ Por tanto y de acuerdo con el principio de
incertidumbre es imposible establecer la trayectoria
de un electrón.
◦ En la actualidad con la compleja teoría de la
mecánica cuántica es posible calcular la
probabilidad de encontrar un electrón en lugares
específicos dentro de un átomo o molécula.
23. 5.4 Niveles energéticos de los
electrones
• Según la teoría moderna de la mecánica cuántica,
a cada nivel de energía principal (n), se le asigna
un número entero positivo 1, 2, 3…..
• En la TP los elementos del 2do periodo, tienen el
1ro nivel de energía lleno y de uno a 8 electrones
externos en el segundo nivel de energía.
Número máximo de electrones permitidos por nivel de energía
principal.
Nivel de
energía
principal (n)
Número máximo de electrones permitidos por nivel
de energía = 2n2
1 2 x (1)2 = 2
2 2 x (2) 2 = 8
6 2 x (6)2 = 72*
NOTA: Ningún átomo de ningún elemento conocido tiene el número de
electrones suficiente para llenar totalmente estos niveles de energía.
24. Diagramas de Bohr.
Un diagrama de Bohr es una manera simplificada
para representar un átomo basado en el modelo de
Rutherford-Bohr. Representa el núcleo de un átomo
y sus niveles de energía principal con sus
respectivos electrones.
Ejercicio 5.6; pág. 137
25. 5.5 Electrones de valencia y símbolos de Lewis
Los electrones de valencia son los electrones que se
encuentran en los mayores niveles de energía del
átomo.
Los electrones de valencia son los responsables de la
interacción entre átomos de distintas especies o entre
los átomos de una misma especie. Tiene una
importancia especial porque participan en las
reacciones químicas.
26. X
Símbolos de Lewis:
Son una representación gráfica para comprender donde están los
electrones en un átomo, colocando los electrones de valencia como
puntos alrededor del símbolo del elemento:
v
v
Ejercicio 5.7, pág. 139
27. Regla del octeto:
Los átomos se unen compartiendo
electrones hasta conseguir
completar la última capa con 8 e- (4
pares de e-) es decir conseguir la
configuración de gas noble: s2p6
Tipos de pares de electrones:
1- Pares de e- compartidos entre dos átomos
(representado con una línea entre los at.
unidos)
· enlaces sencillos
· enlaces dobles
· enlaces triples
2- Pares de e- no compartidos (ó par
solitario).
29. Capacidad de combinación de los
átomos entre sí por medio de sus
electrones de su último nivel.
Los átomos pueden ceder o captar
electrones con la finalidad de
completar 8 e- (octeto) en su último
nivel.
Valencia positiva y valencia
negativa
Valencia
30. Valencia Positiva
• Es el número positivo que refleja la máxima
capacidad de combinación de un átomo
• Este número coincide con el Grupo de la
Tabla Periódica al cual pertenece.
31. Por ejemplo:
Cloro (Cl) es del Grupo VII A por lo que su
valencia positiva máxima es 7.
Sodio (Na) es del Grupo I A por lo que su
valencia positiva máxima es 1.
32. Un átomo funciona con valencia positiva cuando
pierde los electrones de su última órbita o nivel.
Si un átomo tiene 1 e- en su último nivel, lo
cede y su valencia es (+ 1)
Si un átomo tiene 3 e- en su último nivel, lo
cede y su valencia es (+ 3)
33. Valencia Negativa
• Un átomo funciona con valencia
negativa cuando gana electrones.
• Si un átomo tiene 4e- en su último
nivel, gana 4 e- y su valencia es (-
4).
34. 34
34
• Cada nivel de energía principal de un átomo tiene uno o
más subniveles.
• El nivel de energía n, tiene n subniveles.
• Cada subnivel tiene uno o más orbitales, cada uno de los
cuales es una región de forma tridimensional específica.
5.6 Subniveles de energía y orbitales
Nivel de energía
principal (n)
# de subniveles Tipo orbitales
1 1 1s
2 2 2s, 2p
3 3 3s, 3p, 3d
4 4 4s, 4p, 4d, 4f
35. Cada orbital de los subniveles puede
contener dos e-, un par como máximo,
pero los electrones de este par deben
tener espines opuestos. Esto se
conoce como el Principio de
exclusión de Pauli.
36. 36
NÚMERO CUÁNTICO ESPÍN (s)
El cuarto número cuántico se denota con la letra s y se le
denomina número cuántico de espín o de giro del electrón. Este
número tiene dos valores por cada valor del número cuántico m,
los valores son -1/2 o +1/2 y denotan los posibles giros del
electrón alrededor de su propio eje.
Principio de Exclusión de Pauli
Un orbital puede contener un máximo de dos
electrones, los cuales deben tener espines
puestos.
37. Niveles, subniveles y orbitales
electrónicos
Se habla de niveles y subniveles
Nivel de
energía
principal,
n
# de
subnivele
s
Tipo de
orbital
# de
orbitales
# máximo
de e por
subnivel
# máximo
total de e
1 1 1s 1 2 2
2 2 2s 1 2
8
2p 3 6
3 3 3s 1 2
18
3p 3 6
3d 5 10
4 4 4s 1 2
32
4p 3 6
4d 5 10
4f 7 14
38.
39. Los electrones en los orbitales.
Subnivel s.
◦ La probabilidad electrónica se representa
mediante un orbital s con simetría esférica.
◦ Tiene una sola posición en el espacio por ello
tiene un orbital y en ella entran 2 e-.
40. Subnivel p.
◦ Cada subnivel p consiste en 3 orbitales p de
igual energía pero diferente orientación en el
espacio.
◦ Tiene forma de mancuerna, con dos lóbulos o
regiones
◦ Tiene 3 posiciones en el espacio, por tanto
tienen 3 orbitales y entran 6 e-.
41. Subnivel d.
◦ Las formas son mas complejas que las de s y p.
4 de los 5 orbitales d tienen 4 lóbulos cada uno.
◦ Tienen 5 posiciones en el espacio, es decir 5
orbitales diferentes, y en total pueden llevar 10
e-.
42. Subnivel f.
◦ Las formas son aún mas complejas que las de
los orbitales d; la mayor parte de ellos tienen 8
lóbulos.
◦ Tiene 7 posiciones en el espacio, por tanto tiene
7 orbitales y lleva un total de 14 e-.
• La cantidad de orbitales esta dada por la cantidad
de posiciones en el espacio que tenga el subnivel.
• Por cada orbital de los subniveles entran 2
electrones.
45. La ley periódica y la tabla periódica
Configuraciones electrónicas: Base
de la organización en la tabla
periódica
.
46. 5.8 Configuración electrónica y
diagramas de orbitales
Configuración electrónica:
◦ Muestra de forma concisa el número de
electrones que hay en cada subnivel de un
átomo.
Diagrama de orbitales:
◦ Sirve para representar la distribución de los
electrones dentro de los orbitales.
47. Principio de llenado Aufbau.- Los orbitales se llenan
en orden creciente de energía, con no más de dos
electrones por orbital.
Orden de llenado de los subniveles
s = 2e-
p = 6e-
d = 10e-
f = 17e-
Ejercicio 5.9, pág. 144
49. • Para que dos e- ocupen un mismo orbital
deben tener espines opuestos.
Una sola flecha dentro del círculo representa
un solo electrón.
Dos flechas que apuntan en sentido apuesto
representan un par de electrones con
espines opuestos.
Generalmente se emplean círculos para
representar orbitales.
Un círculo representa un orbital s.
50. Los electrones no se aparean en un orbital
hasta que todos los orbitales de ese subnivel
tienen cada uno un electrón. Regla de Hund.
Los electrones no apareados tienen espines
iguales.
Ejemplo: N. tiene tres electrones en el
subnivel 2p que permanecen sin aparearse
como predice la regla de Hund.
51.
52. Configuración electrónica abreviada
Reducir el especio de elementos con muchos
electrones.
◦ 1. Localizar el elemento especificado en la TP y
escribe el símbolo del gas noble inmediato
anterior entre corchetes para luego escribir la
configuración electrónica de los electrones
externos restantes.
Plata (47): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6,
5s2, 4d9
Ejercicio 5.10, pág. 148
53. Escriba la configuración electrónica
para el átomo de Sr:
◦ En notación spdf
◦ Diagramas orbitales
◦ Y en la notación abreviada gas noble.
