• Like
Modelos atomicos... iv
Upcoming SlideShare
Loading in...5
×

Modelos atomicos... iv

  • 1,653 views
Uploaded on

 

  • Full Name Full Name Comment goes here.
    Are you sure you want to
    Your message goes here
    Be the first to comment
No Downloads

Views

Total Views
1,653
On Slideshare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
4

Actions

Shares
Downloads
18
Comments
0
Likes
2

Embeds 0

No embeds

Report content

Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
    No notes for slide

Transcript

  • 1. Trabajo de Computación
    • Nombre: Jorge Bungacho
    • Curso 6º ciencias a
  • 2. 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.
  • 3.
    • 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.
  • 4. MODELOS ATÓMICOS
    • Dalton (1803)
    • Thomson (1897)
    • Rutherford (1911)
    • Bohr (1913)
    • Modelo actual
  • 5. 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 .
  • 6. Sus Postulados: 1. La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables, que se denominan átomos. Actualmente, se sabe que los á tomos 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.
  • 7. Thomson(1897)
    • Demostró la existencia de partículas cargadas negativamente, los electrones .
    • Este descubrimiento lo realizó estudiando los rayos catódicos .
  • 8. Rayos catódicos Tubo de descarga gas cátodo ánodo Radiación=electrones 10.000 voltios Sustancia fluorescente
  • 9.
    • 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). 
  • 10. Rutherford(1911)
    • La experiencia de Rutherford,invalida en gran parte el modelo anterior y supone una revolución en el conocimiento de la materia.
  • 11.
    • Rutherford introduce el modelo planetario, que es el más utilizado aún hoy en día. Considera que el átomo se divide en:
    - U n 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) . - U na 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 .
  • 12.
    • Rutherford bombardeó una fina lámina de oro con partículas alfa ( positivas , provenientes de la desintegración del Polonio)
    • L a 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.
  • 13. Bohr(1913)
    • Bohr propuso un nuevo modelo atómico , a partir de los descubrimientos sobre la naturaleza de la luz y la energía.
  • 14. 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.
  • 15. Modelo Atómico
  • 16. 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.
  • 17. 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.
  • 18.
    • La forma aceptada para escribir el número atómico y el número másico de un elemento X es:
  • 19. 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 2 8 3 18 4 32 5 32
  • 20. Ejemplo
    • Así , en un elemento como el potasio en estado neutro:
    • 19 K 19 protones; 19 electrones; 20 neutrones
    • 1ªcapa : 2e -
    • 2ªcapa : 8e -
    • 3ªcapa : 9e -
  • 21.
    • Dentro de cada nivel ,existen además subnivel es u orbitales con probabilidad de encontrarnos electrones.
    Nivel Max de e - Subnivel u orbitales Max de e - 1 2 s 2 2 8 s 2 p 6 3 18 s 2 p 6 d 10 4 32 s 2 p 6 d 10 f 14 5 32 s 2 p 6 d 10 f 14 6 18 s 2 p 6 d 10
  • 22.  
  • 23. 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 6 2 6 32 14 10 6 2 5 32 14 10 6 2 4 18 10 6 2 3 8 6 2 2 2 2 1 Máx.e - f d p s nivel Subniveles u orbitales
  • 24. 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 1 s 2 2 s 2 p 4 (2-6) Nº de electrones en el nivel 1 Nº de electrones en el nivel 2
  • 25. Ejemplo : Sodio (Na)
    • 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1
    • 1º nivel: 2 electrones; 
    • 2º nivel: 8 electrones;
    • 3º nivel : 1 electrón;
    • En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 1
    Z=11.........................11 electrones 7 18 6 32 5 32 4 18 1 3 8 6 2 2 2 2 1 Máx.e - f d p s nivel Subniveles u orbitales
  • 26. E jemplo : Cloro (Cl)
    • 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2   3 p 5
    • 1º nivel: 2 electrones
    • 2º nivel: 8 electrones
    • 3º nivel: 7 electrones
    • En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 7
    • Z= 17 .......................17 electrones
    5 7 18 6 32 5 32 4 18 2 3 8 6 2 2 2 2 1 Máx.e - f d p s nivel Subniveles u orbitales
  • 27. E jemplo : Hierro (Fe)
    • Z= 26
    • 26 electrones
    • 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2   3 p 6 4 s 2 3 d 6 ordenada: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 6 4 s 2
    • 1º nivel: 2 electrones
    • 2º nivel: 8 electrones
    • 3º nivel: 14 electrones
    • 4º nivel: 2 electrones
    • En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 – 14 - 2
    6 2 6 7 18 6 32 5 32 4 18 2 3 8 6 2 2 2 2 1 Máx.e - f d p s nivel Subniveles u orbitales
  • 28. E jemplo : Yodo (I)
    • Z= 53
    • 53 electrones
    • 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2   3 p 6 4 s 2 3 d 10 4 p 6 5 s 2 4 d 10 5 p 5
    • 1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones
    • 3º nivel: 18 electrones 4º nivel: 18 electrones
    • 5º nivel: 7 electrones
    • En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 – 18 – 18 - 7
    6 10 2 6 10 2 5 7 18 6 32 5 32 4 18 2 3 8 6 2 2 2 2 1 Máx.e - f d p s nivel Subniveles u orbitales
  • 29. ISÓTOPOS.
    • Isótopos de carbono:
    • Isótopos de hidrógeno:
    • 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 .