ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA Lic. Sofía Tobías de Rodríguez

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1 ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA Lic. Sofía Tobías de Rodríguez
QUÍMICA SEMANA No. 1 ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA Lic. Sofía Tobías de Rodríguez

2 QUÍMICA Es la rama de la ciencia que estudia las características y composición de todos los materiales, así como los cambios que estos sufren. Cada sustancia química tiene características específicas.

3 ESTRUCTURA ATÓMICA ÁTOMO: es la partìcula mas pequeña de un elemento que tiene las caracterìsticas de èste. Partes del àtomo: núcleo y envoltura, en las cuáles se encuentran las partículas subatómicas. Envoltura

4 John Dalton: formuló la teoría atómica “los átomos son los responsables de la combinación de elementos encontrada en los compuestos” Teoría Atómica de Dalton Materia formada por átomos. Átomos de un elemento son semejantes pero diferentes a los de otro elemento. Al combinarse átomos de dos o mas elementos forman compuestos. El compuesto siempre está formado por los mismos tipos de átomos conteniendo el mismo tipo de cada uno. La reacción química es una reorganización, separación o combinación de átomos. Durante la misma ni se crean ni se destruyen los átomos.

5 ESTRUCTURA ATÓMICA Thomson propuso un modelo atómico en el que los protones y electrones se distribuyen aleatoriamente para formar el átomo. Rutherford dedujo con su experimento que los protones debían estar en una región cargada positivamente en el centro del átomo a la cuál se le denominó NUCLEO y los electrones debían estar ocupando el espacio alrededor del núcleo. Científicos predijeron la existencia de partículas subatómicas que se denominaron neutrones en el núcleo. Por lo que la masa de protones y neutrones determinan la masa del núcleo.

6 ESTRUCTURA ATÓMICA Núcleo: Porción central y muy pequeña de carga positiva, donde está concentrada casi toda la masa del átomo. Esta formado por protones (carga +) y neutrones (carga neutra) .

7 Modelo atómico general.

8 Nube Electrónica, Envoltura o Corona.
Región difusa alrededor del núcleo. Tiene carga negativa, en la cual encontramos los electrones (-) girando a gran velocidad. Todo átomo es electricamente neutro. # de PROTONES = # de ELECTRONES (+) (-)

9 SIMBOLOS DE PARTICULAS SUBATÓMICAS.
Partícula Símbolo Carga Masa (uma) Ubicación en el átomo electrón e- 1- Nube,envol-tura o corona Protón p+ o p 1+ 1.007 Núcleo Neutrón n 1.008

10 NÚMERO ATÓMICO (Z) Es el número de protones que hay en el núcleo de cada átomo de ese elemento. (ver en tabla periódica) Ej. (Z) Co (Z) F 9 Número Atómico = Número de protones en un átomo El número de protones determina la identidad de cada elemento.

11 NUMERO DE MASA (A) Para cualquier átomo hay un número de masa que es el número total de protones y neutrones que hay en su núcleo. Pero el número de masa de un solo átomo no aparece en la tabla periódica. ¿Cuál será el No. De masa de un átomo de Nitrógeno que posee 7 protones y 7 neutrones? Número de masa= Número de protones+ No.De neutrones

12 Ej. Un átomo de Mg con número de Masa 24, ¿Cuántos neutrones posee?
Teniendo el número de masa de un átomo y su número atómico, es posible calcular el número de neutrones que posee. Número de neutrones =Número de masa–Número de protones Ej. Un átomo de Mg con número de Masa 24, ¿Cuántos neutrones posee?

13 Ejemplo: Elemento No. Atómico (Z) No. Protones C 6 O 8 Ca 20 Fe 26

14 En la tabla periódica los elementos están ordenados por el No. atómico.
Ej. El Nitrógeno tiene 7 protones y 7electrones y un No. Masa (A) uma. Uma: unidades de masa atómica Cuál es la carga eléctrica total del átomo? Cuántos neutrones tiene el átomo? ¿Cual es el no. Atómico de: Mg, Co, P?

15 ISOTOPOS: Átomos de un elemento específico, que contienen diferente número de neutrones, por lo tanto diferente número de Masa. La mayor parte de los elementos tienen varios isótopos. El Estaño (Sn) es el elemento con mayor número de isótopos. Todos los isótopos tienen prácticamente las mismas propiedades químicas.

16 Isótopos del Hidrógeno
El H es el único elemento cuyos isótopos tienen nombres individuales.

17 Algunas formas de nombrar isótopos:
Co (60 indica el no. de masa) protones + 33 neutrones. X= símbolo del elemento. A = No.de masa Z = No. Atómico. X Co A 60 Z 27

18 Ejemplos: El Co-60 es un isótopo radiactivo que se emplea en el tratamiento del Cáncer por radioterapia. I-123 en tratamiento de tiroides. I-131 para comprobar el funcionamiento de tiroides. Na-24 para el estudio de circulación sanguínea.

19 TABLA PERIÓDICA Es la ordenación de los elementos.

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21 Ej. Reconocimiento de símbolos.
Los nombres de los elementos proceden de figuras mitológicas, planetas, minerales colores, lugares geográficos, personajes, etc. ELEMENTO ORÍGEN DEL NOMBRE Cloro Chloros “amarillo verdoso en griego Magnesio Magnesia: un mineral Uranio Planeta Urano Ej. Reconocimiento de símbolos.

22 METALES: La mayoría son sólidos a temperatura ambiente a excepciòn del Hg. La mayor parte adquiere un lustre metálico brillante cuando se pulen. Se encuentran en forma de hilos ó como láminas planas. No se combinan unos con otros. Reaccionan con los no metales. Buenos conductores del calor y la electricidad. Funden a temperaturas superiores a las de los No metales.

23 NO METALES No tienen brillo y no son maleables ni dúctiles. Son malos conductores de electricidad. Presentan bajos puntos de fusión y bajas densidades. Se combinan con metales. Se combinan con ellos mismos para formar compuestos como CO , SO2 , CH4

24 METALOIDES: Situados en la línea divisoria entre metales y no metales. Son metaloides: B , Si ,Ge ,As ,Sb ,Te , Po, At Sus propiedades tienen un carácter intermedio (de metal y no metal) Semiconductores de la electricidad (pueden actuar como conductores o como aislantes).

25 METALOIDES

26 Períodos y Grupos Períodos: son las filas horizontales de la tabla (7). Grupos o Familias: Son las columnas verticales de elementos. Se numeran de I a VIII, de acuerdo a sus electrones de valencia, y se dividen en A y B. Pueden también numerarse de 1 a 18 (nueva tendencia). A: Elementos representativos. B: Elementos de transición.

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28 NOMBRES DE LOS GRUPOS: I A (1) Metales alcalinos: caracterizados por ser blandos, tienen brillo metálico, conducen electricidad, puntos de fusión relativamente bajos. IIA (2) Metales alcalinotérreos: presentan brillo característico pero son menos reactivos. IIIA (13) Familia del Boro, (Terreos)

29 IV A (14) Familia del Carbono (carbonoides).
V A (15) Familia del Nitrógeno (nitrogenoides) VI A (16) Familia del Oxígeno (calcógenos) VII A (17) Halógenos: son muy reactivos, especialmente el cloro y fluor, formando compuestos con la mayoría de los elementos. VIII A (18) Gases Nobles: escasa reactividad.

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31 LANTANIDOS: Grupo de 14 elementos No. atómico de 58-71.
ACTINIDOS: Grupo de elementos de No. Atómico de 90 –103. TRANSURÁNICOS: Sintéticos con más 92 protones.

32 ELEMENTOS DIATÓMICOS

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34 CONFIGURACIÓN ELECTRONICA
Camino que recorren los electrones en los átomos. En un átomo, cada electrón tiene una energía específica conocida como NIVEL DE ENERGIA. En los átomos de elementos conocidos a la fecha los electrones llegan a ocupar un máximo de 7 niveles. Al aumentar el número de nivel aumenta la energía de los electrones. 1<2<3<4

35 A la configuración electrónica se deben muchas de las propiedades de los elementos.
El número máximo de electrones por nivel energético está dado por la expresión 2n2 . NIVEL 2n2 #Máximo electrones 1 2(1)2 2 2(2)2 8 3 2(3)2 18 4 2(4)2 32

36 DIAGRAMA DE BOHR

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39 Electrones de Valencia
Son los electrones que están en el nivel externo de energía (son los que intervienen en las reacciones químicas). En los elementos representativos equivalen al No. de columna.

40 Subniveles electrónicos
Cada nivel de Energía está constituido por uno o más subniveles en los que se encuentran los electrones con energía idéntica y cada uno de ellos tiene uno o más orbitales en forma tridimensional. Se identifican con las letras: s, p, d y f. El número de subniveles dentro de cada nivel es igual al número de nivel (El primer nivel tiene 1 subnivel, el segundo tiene dos subniveles, etc..)

41 Orbital: es la región del espacio alrededor del núcleo donde se da la mayor probabilidad de encontrar un electrón. Hay diferentes tipos de orbitales. Cada tipo de orbital tiene una forma tridimensional particular. El orbital “s” es una región con forma esférica; en cada nivel de energía hay un orbital s (1s, 2s, 3s……), solo que a medida que aumenta el nivel se incrementa el tamaño de los orbitales s. Un orbital s en cualquier nivel de energía contiene 2 electrones.

42 Los orbitales p, d y f tienen diferentes formas tridimensionales .
Orbitales p: hay tres orbitales p en cada subnivel a partir de n=2 y cada uno presenta dos lóbulos . Los tres están ordenados en los ejes x, y, z alrededor del núcleo y cada uno puede contener 2 electrones o sea que en total tendrían 6. En los niveles energéticos superiores la forma de los orbitales p es la misma pero su volumen aumenta.

43 Un subnivel d contiene 5 orbitales d y cada uno puede contener 2 electrones en total habrá 10 electrones.

44 En el subnivel f habrá 7 orbitales y en cada uno de ellos 2 electrones y en total serán 14 electrones. Sus formas son complejas.

45 Nivel No. Subnivel Tipo de orbital e- por subnivel e- por nivel 1 1s 2 2s 2p 6 8 3 3s 3p 3d 10 18 4 4s 4p 4d 4f 14 32

46 Para escribir la configuración electrónica de un átomo se deben seguir los siguientes pasos:
Conocer el número de electrones que posee el átomo. Colocar los electrones en los diferentes niveles de energía, iniciando por el nivel mas cercano al núcleo (1s,2s,2p,3s,3p…). Los electrones en cada orbital se indican como un superíndice Llenar dichos niveles en orden creciente de energía Tomar en cuenta la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

47 Configuración Semidesarrollada
Ej: H 1s1 Li: 1s2 2s N:1s2 2s2 2p3

48 Orden de Llenado Puede efectuarse con el uso de bloque de subniveles o utilizando la regla de la diagonal. Hasta el nivel 4 el llenado de orbitales avanza en orden, pero acá se verá que el orbital 4s se llena antes que el 3d, esto se debe a que los electrones de 4s tienen una energía menor que la de los electrones en los orbitales 3 d. Lo anterior se puede observar tanto en el nivel 5 como en el 6. Ver cuadro siguiente.

49 Regla Diagonal

50 Ejercicios: Configuración de Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Elaborar configuraciones para: Ca Co O

51 Bloques en la Tabla Periódica

52 Configuración Abreviada
Se escribe entre corchetes el símbolo del gas noble que antecede al elemento y luego, la configuración de los electrones de valencia. Ej. Na: [Ne] 3s1

53 Configuración de Iones
Ion: Partícula cargada que se produce cuando un átomo gana o pierde electrones. Cationes: átomos de metales que perdieron electrones de valencia. Aniones: átomos no metálicos que ganaron electrones. Tienden a formar un octeto de electrones.

54 Configuración de Iones
Cationes: Na+ 1s2 2s2 2p6 k s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Aniones: Cl s2 2s2 2p6 3s2 3p6

55 Diagrama de Orbitales Es el ordenamiento de los electrones en los orbitales, representando los mismos en forma de cuadros y los electrones por medio de flechas. Los orbitales de mas baja energía se llenan primero igual que en la configuración. Ver el ejemplo.

56 ELECTRONEGATIVIDAD Es una medida de la tendencia que muestra un átomo en un enlace para atraer electrones . La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha, es decir conforme aumenta el No. Atómico. Dentro de un grupo la electronegatividad disminuye a medida que el No. Atómico aumenta.

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58 ELECTRONEGATIVIDAD

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