MATERIA sustanciaS SustanciaS mezclaS puraS HOMOGÉNEAS HETEROGÉNEAS

Presentación del tema: "MATERIA sustanciaS SustanciaS mezclaS puraS HOMOGÉNEAS HETEROGÉNEAS"— Transcripción de la presentación:

1 MATERIA sustanciaS SustanciaS mezclaS puraS HOMOGÉNEAS HETEROGÉNEAS
SUSTANCIAS SIMPLES O ELEMENTOS SUSTANCIAS COMPUESTAS O COMPUESTOS HOMOGÉNEAS HETEROGÉNEAS ÁTOMOS MOLÉCULAS MOLÉCULAS

2 ÁTOMOS Y MOLÉCULAS

3 TEORÍA ATOMÍSTICA de demócrito
Átomo (αтоμο) = que no se puede cortar, INDIVISIBLE. Demócrito, filósofo (no científico) griego (s. IV a.e.): Si dividimos la materia de forma sucesiva llegará un momento en que obtendremos una porción que no pueda dividirse más, a este trozo de materia indivisible le llamó átomo.

4 Evolución en el estudio de la materia.
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON: La materia está constituida por unidades de pequeño tamaño denominadas átomos. Todos los átomos de un elemento son iguales en masa y propiedades. Los átomos de diferentes elementos son diferentes en masa y propiedades. Los átomos se unen entre si formando compuestos. Los átomos de cada clase suele estar en una relación numérica constante. Los “átomos compuestos” tienen la misma masa e idénticas propiedades.

5 CRÍTICA A LA TEORÍA DE DALTON!!!!
 ÁTOMOS INDIVISIBLES ?  ÁTOMOS DE UN MISMO ELEMENTO IDÉNTICOS EN MASA Y PROPIEDADES ?  ÁTOMOS-COMPUESTOS ?

6 Definiciones de átomos y moléculas; Elementos y compuestos
Átomo: partícula más pequeña de un elemento que posee todas las propiedades de ese elemento. Átomo de oxígeno (O), átomo de hidrógeno (H) Molécula: grupo de átomos. Es la partícula más pequeña de un elemento (formada por dos o más átomos iguales) o de un compuesto que puede existir independientemente. En una molécula de un elemento todos los átomos son el mismo. Por ejemplo, una molécula de oxigeno es O2, o una molécula de hidrogeno es H2. En una molécula de un compuesto los átomos son de más de un tipo. Por ejemplo, la molécula de agua: H2O. PARA PRACTICAR: Blendspace nº 2

7 AVANCES EN EL ESTUDIO DE LA MATERIA
En la última década del siglo XIX y comienzos del XX se precipitaron una serie de descubrimientos que dejaron en evidencia la teoría de la indivisibilidad atómica. Aparición del ELECTRÓN: experimento de Thomson, estudiando la conducción de la electricidad en los gases. SIMULACION:

8 Los rayos son capaces de mover un aspa, por tanto tienen masa (Thomson).
Thomson pensó que la radiación estaba constituida por partículas con masa, cargadas con electricidad negativa. Los rayos eran siempre iguales cualquiera que fuera la sustancia introducida en el recipiente. Thomson dedujo que estas partículas se encontraban en el interior de toda la materia Calculó la relación carga/masa de las partículas demostrando que eran de menor tamaño que los átomos. Eran electrones.

9 MODELO DE THOMSON En base a su experiencia desarrolla su modelo del átomo de la siguiente forma: El átomo posee partículas negativas llamada electrones.  Intuía ,dada la neutralidad de la materia, la existencia de carga positiva en el átomo.  Por tanto, anuncia que el átomo es “UNA ESFERA MACIZA CARGADA POSITIVAMENTE Y EN SU INTERIOR SE DISTRIBUYEN LOS ELECRTONES”  Simil: sandía (Pepitas=electrones. Fruto: átomo cargado positivamente)

10 CÁLCULO DE LA CARGA DE UN ELECTRÓN
Experiencia de Millikan: gota de aceite SIMULACIÓN EXPERIENCIA MILLIKAN

11 DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN
El físico alemán E. Goldstein realizó algunos experimentos con un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado. Observó unos rayos que atravesaban al cátodo en sentido contrario a los rayos catódicos. Recibieron el nombre de rayos canales. Partículas de carga positiva y que tenían una masa distinta según cual fuera el gas que estaba encerrado en el tubo. Esto aclaró que las partículas salían del seno del gas y no del electrodo positivo. Al experimentar con hidrógeno se consiguió aislar la partícula elemental positiva o protón, cuya carga es la misma que la del electrón pero positiva y su masa es 1837 veces mayor.

12 MODELO DE RUTHERFORD. REVOLUCIÓN EN LA CONCEPCIÓN ATÓMICA DE LA MATERIA.
La experiencia de Ernest Rutherford (partículas α sobre una lámina de oro), y posteriormente la presentación de su modelo ,invalida en gran parte el modelo anterior y supone una revolución en el conocimiento intimo de la materia. Rutherford bombardeó una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de Helio, provenientes de la desintegración del Polonio) SIMULACIÓN

13 Observó que 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. Rutherford supuso que dichas desviaciones provenían de una única interacción entre la partícula proyectil y el átomo. Rutherford concluyó que el hecho de que la mayoría de las partículas atravesaran la hoja metálica, indica que gran parte del átomo está vacío El rebote de las partículas indica un encuentro directo con una zona fuertemente positiva del átomo y a la vez muy densa de la masa.

14 MODELO DE RUTHERFORD El modelo de Rutherford ofrecía las siguientes afirmaciones: El átomo esta constituído por una parte central a la que se le llama núcleo y la que se encuentra concentrada casi toda la masa del núcleo y toda la carga positiva. En la parte externa del átomo se encuentra toda la carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con el resto del átomo, esta está formada por los electrones que contenga el átomo. Los átomos son esferas casi vacías. Los electrones giran a gran velocidad en torno al núcleo, en órbitas circulares. El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo, aproximadamente veces menor.

15 INVALIDACIÓN DEL MODELO DE THOMSON EN BASE A LA EXPERIENCIA DE RUTHERFORD.

16 Descubrimiento del neutrón
Investigando las diferencias entre el número de protones y la masa del átomo, Chadwick descubrió una nueva partícula: el NEUTRÓN. Posee masa similar al protón. Sin carga eléctrica. El neutrón permite explicar la estabilidad de los protones en el núcleo del átomo, manteniéndolos “unidos”, y por tanto justificando la no repulsión de estos en dicho núcleo, a pesar de poseer el mismo signo de carga (+).

17 Modelo atómico nuclear de rutherford

18 PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
- + *u/u.m.a.: unidad de masa atómica (masa del átomo de hidrógeno). Se define como la doceava parte de la masa del átomo de C-12 1 unidad de masa atómica = 1,6 x gramos

19 CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁTOMOS
Todos los átomos son neutros, por tanto han de tener el mismo numero de cargas positivas que negativas. El número de protones en el núcleo de un átomo se denomina número atómico (Z). Cada elemento tiene su propio número atómico. El número atómico caracteriza a cada elemento químico.

20 CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁTOMOS
La masa de un átomo se calcula sumando el número de protones con el número de neutrones (la masa de los electrones es casi despreciable y la masa de protones y neutrones es 1). A este numero se le llama número másico (A). Número másico = N⁰ protones + N⁰ neutrones A = Z + N

21 CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁTOMOS
Representación de los átomos de un elemento: Número másico X A Z Símbolo del elemento Número atómico

22 Características de los átomos
A través de esta representación podemos obtener mucha información: El nombre del elemento. Su número atómico (número de protones y electrones). Su masa en unidades de masa atómica (u). Su número de neutrones. La posición del elemento en la tabla periódica (ordenados por número atómico).

23 Características de los átomos
N⁰ neutrones (n)= A – Z = 19 – 9 =10 A = N⁰ protones (p+) + N⁰ neutrones (n) = 19 Flúor Z = N⁰ protones (p+) = 9 N⁰ electrones (e-) = 9 F 19 9

24 isótopos No todos los átomos de un elemento tienen el mismo número másico, aunque todos tienen el mismo número de protones (Z). Isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen distinto número de neutrones. Átomos con igual nº atómico y distinto nº másico (=Z, ≠A)

25 PARA REPASAR:

26 PARA PRACTICAR Símbolo del elemento Z A p+ e- n H 1 Na 23 11 Fe 26 30
9 10 Be 4 1 11 11 12 26 56 26 19 9 4 4 5

27 MASA ATÓMICA RELATIVA Escala de masas atómicas relativas.
La unidad de masa atómica (u/uma) es la masa del átomo de hidrógeno (H) y se define como: la doceava parte de la masa del átomo de 12C. Así, la masa del átomo de azufre es 32 porque es 32 veces más pesado que el átomo de hidrógeno y la del oxígeno es 16 porque es 16 veces más pesado que el átomo de hidrógeno

28 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒂𝒕ó𝒎𝒊𝒄𝒂 𝒓𝒆𝒍𝒂𝒕𝒊𝒗𝒂 𝑪𝒍= 𝟑𝟓. 𝟕𝟓+𝟑𝟕. 𝟐𝟓 𝟏𝟎𝟎 = 35,50 u
MASA ATÓMICA RELATIVA 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒂𝒕ó𝒎𝒊𝒄𝒂 𝒓𝒆𝒍𝒂𝒕𝒊𝒗𝒂= 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒊𝒔ó𝒕𝒐𝒑𝒐 𝟏 . %+𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒊𝒔ó𝒕𝒐𝒑𝒐 𝟐 . %+ … 𝟏𝟎𝟎 75% 35Cl 25% 37Cl EJEMPLO: 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒂𝒕ó𝒎𝒊𝒄𝒂 𝒓𝒆𝒍𝒂𝒕𝒊𝒗𝒂 𝑪𝒍= 𝟑𝟓. 𝟕𝟓+𝟑𝟕. 𝟐𝟓 𝟏𝟎𝟎 = 35,50 u

29 Masas moleculares La masa de una molécula se calcula sumando las masas de los átomos que la forman. También se expresan en unidades de masa atómica (u). Masa de CO2: Masa carbono = 12 Masa oxígeno = 16 Masa dióxido de carbono: Masa CO2= x 2 = 44 u

30 MODELO DE BOHR Niels Bohr( ) propuso un nuevo modelo atómico, a partir de los descubrimientos sobre la naturaleza de la luz y la energía. ESPECTROS ATÓMICOS: Los electrones giran en torno al núcleo en niveles energéticos bien definidos. Cada nivel puede contener un número máximo de electrones. El electrón tiene en cada órbita una determinada energía, que es tanto mayor cuanto más alejada esté la órbita del núcleo. Cuando el electrón salta de un estado de mayor energía a otro de menor energía, esta energía se libera.

31 MODELO DE BOHR Los electrones están distribuidos en capas o niveles de energía (n = 1,2…7). En cada una de ellas se sitúa un numero máximo de electrones

32 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.

33 formación de IONES Los átomos pueden ganar o perder electrones para estabilizarse. Ión: Átomo cargado eléctricamente. Existen dos tipos: Catión: Átomo que pierde electrones, tiene déficit de electrones o más carga positiva que negativa. Se representa por X+n, siendo n el número de electrones que pierde. Anión: Átomos que gana electrones, tiene exceso de electrones o más carga negativa que positiva. Se representa por X-n, siendo n el número de electrones que gana. X+ X-

34 X- X+ IÓN ANIÓN CATIÓN GANA ELECTRONES PIERDE ELECTRONES
CARGA NEGATIVA CARGA POSITIVA

35 Para practicar Realiza las actividades correspondientes al apartado Moléculas e iones del siguiente enlace: concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/indice.htm

36 PARA PRACTICAR Símbolo del elemento Z A p+ e- n H+ 1 Na+ 23 Fe+3 26 30
9 10 N3- 14 1 11 11 10 12 26 56 23 19 9 10 7 7 10 7

37 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 distintas capas.

38 Configuración electrónica
La distribución de los electrones en los diferentes niveles energéticos se le denomina configuración electrónica del elemento. A los electrones en la ultima capa se les llama electrones de valencia y son los responsables de las propiedades químicas de las sustancias. PARA PRACTICAR:

39 Modelo actual simplificado
EL NÚCLEO: pequeño, con casi toda la masa y contiene los PROTONES (+) y los NEUTRONES (0). La masa del neutrón es ligeramente mayor que la del protón. EN EL ÁTOMO ENCONTRAMOS DOS REGIONES: LA CORTEZA: muy voluminosa, sin apenas masa y contiene los ELECTRONES (-). LOS ÁTOMOS CONTIENEN EL MISMO NÚMERO DE PROTONES QUE DE ELECTRONES PARA CONSEGUIR UN EQUILIBRIO ELÉCTRICO.

40 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
CORTEZA ELECTRÓNICA Los electrones se colocan en capas sucesivas: 1(K), 2(L), 3(M), 4(N), … En la capa 1 o K únicamente caben 2 e-. En la capa 2 o L entran 8 e-. En la capa 3 o M caben 18 e-. En la capa 4 o N se admiten hasta 32 e-. Por lo tanto en la capa o nivel n se pueden situar 2n2 electrones.

41 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
CORTEZA ELECTRÓNICA Pero las capas a su vez presentan subcapas o subniveles. Subnivel s: entran 2 electrones como máximo. Subnivel p: entran 6 electrones como máximo. Subnivel d: entran 10 electrones como máximo. Subnivel f: entran 14 electrones como máximo. La capa 1 o K presenta únicamente subnivel s (2 e-) máximo. La capa 2 o L presenta subnivel s y p (2+6=8 e-) máximo. La capa 3 o M presenta subniveles s, p y d (2+6+10=18 e-) máximo. La capa 4 o N y sucesivas, presentan subniveles s, p, d y f ( =32 e-) máximo.

42 Formación de iones más probables
Un ión perderá o ganará electrones , hasta que se estabilice. La forma más común de estabilización es la de formar estructuras electrónicas de gas noble. ¿POR QUÉ DE GAS NOBLE? Los gases nobles son los elementos que menos tienden a perder o ganar electrones , no reaccionan apenas, solo bajo condiciones extremas. Por tanto todos los átomos tienden a adquirir una estructura electrónica similar a la de estos. El último nivel de energía de cada uno de éstos átomos queda con ocho electrones (Regla del OCTETO) Excepto los átomos que se encuentran cerca del Helio, que completan su último nivel con sólo dos electrones. Por esta razón se denomina a ésta REGLA DEL OCTETO

43 Ejemplos de formación de iones más probables
11Na = 1s22s2p63s1 Última capa : 1 e- Si el SODIO pierde un electrón (una carga negativa), queda con capa completa (8e-) y adquiere configuración electrónica del gas Neón. 11Na+ = 1s22s2p6 = Ne

44 Ejemplos de formación de iones más probables
17Cl = 1s22s2p63s23p5 Última capa : 7 e- Si el CLORO gana un electrón (una carga negativa), queda con capa completa (8e-) y adquiere configuración electrónica del gas Argón. 17Cl- = 1s22s2p63s23p6 = Ar

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