Estructura Atómica de la Materia

Presentación del tema: "Estructura Atómica de la Materia"— Transcripción de la presentación:

1 Estructura Atómica de la Materia
En un sólido, los átomos se encuentran en contacto entre sí y fuertemente ligados, de manera que su movimiento relativo es mínimo. En los líquidos, en cambio, aunque los átomos también se hallan en contacto, no están fuertemente ligados entre sí, de modo que fácilmente pueden desplazarse, adoptando el líquido la forma de su recipiente. Los átomos o las moléculas de los gases están alejados unos de otros, chocando frecuentemente entre sí, pero desligados, de manera que pueden ir a cualquier lugar del recipiente que los contiene.

2 El núcleo de cada átomo está formado a su vez por protones y neutrones
El núcleo de cada átomo está formado a su vez por protones y neutrones. Los electrones tienen carga eléctrica negativa (e-), los protones la misma, pero positiva (e+), y los neutrones no tienen carga. Los núcleos son por consiguiente positivos. La fuerza fundamental que mantiene a los electrones unidos a su respectivo núcleo es la eléctrica; sabemos que cargas opuestas se atraen y cargas del mismo signo se repelen. Los átomos normalmente son eléctricamente neutros, pues el número de electrones orbitales es igual al número de protones en el núcleo. A este número se le denomina número atómico (Z) y distingue a los elementos químicos. Ahora bien, los electrones orbitales se encuentran colocados en capas.

3 MODELOS ATÓMICOS Dalton (1803) Thomson (1897) Rutherford (1911)
Bohr (1913) Modelo actual

4 Dalton(1803) Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, es decir, esta es la primera teoría científica que considera que la materia está dividida en átomos.

5 Sus Postulados: 1. La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables, que se denominan átomos. Actualmente, se sabe que los átomos sí pueden dividirse y alterarse. 2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan igual masa e iguales propiedades). 3. Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades. 4. Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla.

6 Thomson(1897) Demostró la existencia de partículas cargadas negativamente, los electrones. Este descubrimiento lo realizó estudiando los rayos catódicos.

7 Rayos catódicos ánodo Tubo de descarga 10.000 voltios gas cátodo
Radiación=electrones Sustancia fluorescente

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: - 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. - Los experimentos de Rutherford demostraron que el núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño de todo el átomo: el átomo está prácticamente hueco.

11 Rutherford bombardeó una fina lámina de oro con partículas alfa (positivas, provenientes de la desintegración del Polonio) La mayor parte de las partículas que atravesaban la lámina seguían una línea recta o se desviaban un ángulo muy pequeño de la dirección inicial. Solamente, muy pocas partículas se desviaban grandes ángulos, lo que contradecía el modelo atómico propuesto por Thomson.

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 Atómico

15 Modelo Actual CORTEZA electrones. ÁTOMO protones. NÚCLEO neutrones.
-Los electrones no describen orbitas definidas ,sino que se distribuyen en una determinada zona llamada ORBITAL. -En esta región la probabilidad de encontrar al electrón es muy alta (95%) -Se distribuyen en diferentes niveles energéticos en las diferentes capas.

16 REPASO Número atómico (Z):
- Es el número de protones que tienen los núcleos de los átomos de un elemento. - Todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de protones. - Como la carga del átomo es nula, el número de electrones será igual al número atómico. Número másico(A): Es la suma del número de protones y de neutrones.

17 La forma aceptada para escribir el número atómico y el número másico de un elemento X es:

18 DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LA CORTEZA.
Según modelo ACTUAL, los electrones se distribuyen en diferentes niveles, que llamaremos capas. Con un número máximo de electrones en cada nivel o capa. Nivel o capa n Numero máximo de electrones 1 2 8 3 18 4 32 5

19 Ejemplo Así , en un elemento como el potasio en estado neutro:
19 K protones; 19 electrones; 20 neutrones 1ªcapa : 2e- 2ªcapa : 8e- 3ªcapa : 9e-

20 Nivel Max de e- Subnivel u orbitales 1 2 s 8 p 6 3 18 d 10 Dentro de cada nivel ,existen además subniveles u orbitales con probabilidad de encontrarnos electrones. 4 32 s 2 p 6 d 10 f 14 5 18

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22 Subniveles u orbitales
El orden de ocupación de los subniveles del átomo por los electrones es de menos a más energía: DIAGRAMA DE LLENADO DE LOS NIVELES ENERGÉTICOS 6 2 7 18 10 32 14 5 4 3 8 1 Máx.e- f d p s nivel Subniveles u orbitales

23 Al escribir la configuración electrónica de un elemento se pone primero el número de nivel y después el subnivel con el número de electrones que lo ocupan. Por ejemplo: el Oxígeno (O) Z=8 Nº de electrones en el nivel 2 1 s2 2 s2 p (2-6) Nº de electrones en el nivel 1

24 Subniveles u orbitales
Ejemplo : Sodio (Na) Z= electrones 7 18 6 32 5 4 1 3 8 2 Máx.e- f d p s nivel Subniveles u orbitales 1 s2 2 s2 2 p6 3 s1 1º nivel: 2 electrones;  2º nivel: 8 electrones; 3º nivel: 1 electrón; En la tabla periódica podemos leer:

25 Subniveles u orbitales
Ejemplo: Cloro (Cl) Z= electrones 7 18 6 32 5 4 2 3 8 1 Máx.e- f d p s nivel Subniveles u orbitales 5 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2  3 p5 1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 7 electrones En la tabla periódica podemos leer:

26 Subniveles u orbitales
Ejemplo:Hierro (Fe) 7 18 6 32 5 4 2 3 8 1 Máx.e- f d p s nivel Subniveles u orbitales Z= 26 26 electrones 6 6 2 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2  3 p6 4 s2 3 d ordenada: 1s2 2s2p6 3s2p6d6 4 s2 1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 14 electrones 4º nivel: 2 electrones En la tabla periódica podemos leer: –

27 Subniveles u orbitales
Ejemplo:Yodo (I) 7 18 6 32 5 4 2 3 8 1 Máx.e- f d p s nivel Subniveles u orbitales Z= 53 53 electrones 6 10 2 6 10 2 5 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2  3 p6 4 s2 3 d10 4 p6 5 s2 4 d10 5 p5 1º nivel: 2 electrones º nivel: 8 electrones 3º nivel: 18 electrones º nivel: 18 electrones 5º nivel: 7 electrones En la tabla periódica podemos leer: – 18 –

28 ISÓTOPOS. Átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número másico. Por lo tanto la diferencia entre dos isótopos de un elemento es el número de neutrones en el núcleo. Isótopos de carbono: Isótopos de hidrógeno: